Занятие 1 « Введение в аналитическую химию. Методы химического анализа.

Лабораторный практикум

по дисциплине «Химия»

для студентов 2 курса БФ

 (специальности 1-31 01 01 Биология и 1-33 01 01 Биоэкология)

1. Аналитическая химия (16 часов)

Занятие 1 « Введение в аналитическую химию. Методы химического анализа.

 Методы обнаружения и идентификации» (4 часа)

Лабораторная работа

Задачи

 

1. Сколько значащих цифр содержится в числах 125, 4: 0, 012; 904; 2·10–2; 3, 00·10^–4; 325, 45; 0, 00015; 1, 2·10^–11; 1, 20·10^–11; 0, 01500·10^–4; 300, 0.

2. Округлите следующие числа, учитывая, что недостоверна третья значащая цифра: 10, 13; 1, 145; 0, 3450; 0, 3455.

3. Сложите следующие числа и округлите результат: а) 6, 75+0, 443+15, 28;

4. б) 0, 10+0, 1+10; в) 2, 0·10^–5+1, 15·10^–5+0, 2·10^–3; г)4, 183·10^–2+3, 1·10^–3+5, 13·10^–5

5. Найдите произведение или частное следующих чисел и округлите результат:                            а) 0, 975·1, 0; б) 1, 1·10^–4·5·10^–3·1, 25; в) 144: 1250; г) 1, 05: 97, 8.

 

Занятие 2 « Реакции и процессы, используемые в аналитической химии» (4 часа)

Лабораторная работа

Приготовление и стандартизация раствора хлороводородной кислоты

 

 Кислотно-основным называется титриметрический метод анализа, основанный на использовании протолитических реакций. Различают ацидиметрическое (титрант – кислота) и алкалиметрическое (титрант – основание) кислотно-основное титрование. В ацидиметрии в качестве вторичных стандартных растворов (растворов с установленным титром) используют растворы сильных кислот (например, HC1), в алкалиметрии – растворы щелочей (например, NaOH). Для стандартизации этих растворов используют первичные стандартные вещества, которые обладают следующими свойствами: состав строго соответствует химической формуле; выпускаются промышленностью в чистом виде либо легко подвергаются очистке; устойчивы при обычных условиях; нелетучи; имеют большую молярную массу. Такими свойствами обладает, используемый для стандартизации раствора хлороводородной кислоты, раствор декагидрата тетрабората натрия (бура) – Na₂B₄O₇·10 H₂O. Уравнение реакции:

Na₂B₄O₇ +2HC1 +5H₂O = 2NaC1 +4В(ОН)₃

Так как величина рН раствора в точке эквивалентности будет несколько меньше 7, для титрования следует взять индикатор метиловый оранжевый (или метиловый красный).

 

Техника безопасности. Соблюдайте осторожность при работе с концентрированной хлороводородной кислотой (тяга! ). В случае попадания концентрированной кислоты на кожунейтрализуйте ее раствором соды и смойте большим количеством воды. Будьте осторожны при работе со стеклянной посудой!

 

Цель работы: освоить методику приготовления и стандартизации раствора хлороводородной кислоты.

 

Оборудование и реактивы: бюретка на 25 см³ или 50 см³; коническая колба на 250 см³ (3 шт.); мерная пипетка на 10 см³; химический стакан на 150 см³ (2 шт); пипетка на 2 см³; 5 см³; индикатор метиловый оранжевый; стандартный раствор декагидрата тетрабората натрия; НС1 (конц.); набор ареометров; цилиндр на 50 см³; дистиллированная вода

 

Ход работы

Часть 1. Приготовление 250 см³ приблизительно 0, 1 М раствора хлороводородной кислоты.

М(1/1 НС1) = 36, 46 г/моль. Для приготовления 250 см³ 0, 1 M НС1 требуется 3, 646 · 0, 250 = 0, 912 г хлороводородной кислоты.

Для дальнейших вычислений необходимо определить плотность имеющейся концентрированной кислоты. Измерьте ее, опустив ареометр в цилиндр с кислотой. Допустим, плотность оказалась равна 1, 179 г/см³. Из табличных данных видно, что кислота такой плотности имеет массовую долю HC1 36%.

Далее, рассчитайте, какую массу концентрированной хлороводородной кислоты необходимо взять для приготовления раствора:  

36 г HC1 содержится в    100 г концентрированной кислоты

                     0, 912 г HCI содержится в х г концентрированной кислоты

x ≈ 2, 53 г.

Однако взвешивать кислоту неудобно. Поэтому пересчитайте массу ее на объем:

V = m/ρ = 2, 53/1, 179 ≈ 2, 1 см³.

Отмерьте рассчитанный объем концентрированной кислоты, перенесите в мерную колбу на 250 см³ (предварительно налив в нее около 100 см³ дистиллированной воды), перемешайте полученный раствор, доведите объем дистиллированной водой до метки, еще раз тщательно перемешайте.

Часть 2. Стандартизация раствора хлороводородной кислоты по декагидрату тетрабората натрия. Тщательно вымытую бюретку дважды ополосните небольшими порциями кислоты для удаления остатков воды. Заполните бюретку хлороводородной кислотой с соблюдением всех правил.

Чистую мерную пипетку вместимостью 10 см³ ополосните раствором декагидрата тетрабората натрия и отмерьте 10, 00 см³ указанного раствора в коническую колбу для титрования, добавьте одну каплю метилового оранжевого. Для удобства титрования в другой конической колбе приготовьте «свидетель». Отмерьте в нее 20 см³ дистиллированной воды, прибавьте одну каплю метилового оранжевого и 1-2 капли кислоты. При этом раствор должен приобрести очень слабое, но заметное розовое окрашивание.

Первое титрование считайте ориентировочным. Но затем добейтесь того, чтобы желтая окраска метилового оранжевого переходила в бледно-розовую окраску от одной избыточной капли кислоты. Титрование повторяйте до получения сходящихся результатов, т.е. пока отсчеты будут отличаться друг от друга не более чем на 0, 1 см³. Все результаты титрования записывайте в журнал. Из 2-3 отсчетов возьмите среднее арифметическое и вычислите молярную концентрацию раствора кислоты.

Допустим, что на 10, 0 см³ 0, 09837 М(1/2Na₂B₄O₇·10H₂O) раствора декагидрата тетрабората натрия при трех титрованиях было израсходовано 9, 70; 9, 70 и 9, 60 см³ хлороводородной кислоты.

V(HC1) = (9, 70 +9, 70+ 9, 60)/3 = 9, 67 см³.

Так как С₁V₁ = C₂V₂, получим:

С (HC1) = 0, 09837·10/9, 68 = 0, 1016 моль/дм³

Зная молярную концентрацию, можно вычислить и ее титр:

Т = 0, 1016 · 36, 46 / 1000 = 0, 003704 г/см³.

 

Плотность растворов хлороводородной кислоты при 20 °С

плотность г/см3	%	г/дм3	моль/дм3	плотность г/см3	%	г/дм3	моль/дм3
1, 0032	1	10, 03	0, 2751	1, 1032	21	231, 7	6, 3550
1, 0082	2	20, 16	0, 5529	1, 1083	22	243, 8	6, 6870
1, 0132	3	30, 40	0, 8338	1, 1135	23	256, 1	7, 0240
1, 0181	4	40, 72	1, 1170	1, 1187	24	268, 5	7, 3650
1, 0230	5	51, 15	1, 4030	1, 1239	25	281, 0	7, 7070
1, 0279	6	61, 67	1, 6910	1, 1290	26	293, 5	8, 0500
1, 0328	7	72, 30	1, 9830	1, 1341	27	306, 2	8, 3980
1, 0376	8	83, 01	2, 2770	1, 1392	28	319, 0	8, 7490
1, 0425	9	93, 83	2, 5730	1, 1443	29	331, 9	9, 1030
1, 0474	10	104, 7	2, 8720	1, 1493	30	344, 8	9, 4570
1, 0524	11	115, 8	3, 1760	1, 1543	31	357, 8	9, 8130
1, 0574	12	126, 9	3, 4800	1, 1593	32	371, 0	10, 1800
1, 0625	13	138, 1	3, 7880	1, 1642	33	384, 2	10, 5400
1, 0675	14	149, 5	4, 1000	1, 1691	34	397, 5	10, 9000
1, 0726	15	160, 9	4, 4130	1, 1740	35	410, 9	11, 2700
1, 0776	16	172, 4	4, 7280	1, 1789	36	424, 4	11, 6400
1, 0827	17	184, 1	5, 0490	1, 1837	37	438, 0	12, 0100
1, 0878	18	195, 8	5, 3700	1, 1885	38	451, 6	12, 3900
1, 0929	19	207, 7	5, 6970	1, 1933	39	465, 4	12, 7600
1, 0980	20	219, 6	6, 0230	1, 1980	40	479, 2	13, 1400

Теоретические вопросы

1. Химическое равновесие. Активность, коэффициент активности. Константы равновесия, используемые в аналитичексой химии.

2. Протолитические равновесия. Современное представление о кислотах и основаниях. Количественное описание силы кислот и оснований. Влияние растворителя на кислотно-основные свойства растворенного вещества. Расчет рН водных растворов различных протолитов. Кислотно-основные буферные системы и механизм их действия. Буферная емкость.

3. Равновесия комплексообразования. Константы, характеризующие комплексное соединение. Влияние различных факторов на процессы комплексообразования в растворах.

4. Равновесия в системе «осадок–раствор».Константа растворимости как частный случай константы равновесия. Растворимость как основная аналитическая характеристика. Факторы, влияющие на растворимость осадка.

5. Окислительно-восстановительные реакции в химическом анализе.Связь константы равновесия окислительно-восстановительной реакции со стандартными окислительно-восстановительными потенциалами. Влияние различных факторов на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Задачи

1. Рассчитайте активность ионов К⁺ и SO₄^2– в 0, 0170 М растворе сульфата калия (а(К⁺) = 3 Å; а(SO₄^2-) = 4 Å; А= 0, 511; В=0, 328).

2. Рассчитайте средний коэффициент активности иодида натрия в 0, 20 М растворе.

3. Рассчитайте средний коэффициент активности хлорида кальция в 0, 01М растворе (а(Ca²⁺) = 6 Å; а(CI^-) = 3 Å; А= 0, 511; В=0, 328).

4. Рассчитать рН: а) 0, 01М НС1; б) 0, 001М NaOH; в) 1, 0·10^–8 М HC1; г) 0, 01М СН₃СООН (рК_а=4, 76); д) 0, 10 М NH₄C1 (рК_а(NH₄⁺) = 9, 24)

5. Рассчитать рН и буферную емкость формиатного буферного раствора, полученного при смешивании 100 см³ 0, 10М НСООН и 200 см³ 0, 10М НСООNa.

6. Определить, выпадет ли в осадок иодат бария при смешивании 10 см³ 1, 0·10^–3 М ВаС1₂ и 10 см³ 2, 0·10^–3 М KIO₃, если .

7. Рассчитать растворимость (моль/дм³) Ва(IO₃)₂ в воде при 25⁰C ( ).

Занятие 3. «Подготовка пробы к анализу, методы разделения и концентрирования. Гравиметрический метод анализа. Кислотно-основное и комплексометрическое титрование»

Лабораторная работа

Ход работы

В коническую колбу отмерьте пипеткой 100, 0 см³ анализируемой воды, прибавьте 2-3 капли метилового оранжевого и титруйте рабочим раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в бледно-розовую. Повторите титрование 2-3 раза и из сходящихся отчетов возьмите среднее. Удобно выполнять титрование со «свидетелем».

Рассчитайте карбонатную жесткость воды ммоль/дм³ по формуле:

=

Лабораторная работа

Ход работы

В коническую колбу отмерьте пипеткой 100, 0 см³ исследуемой воды и прилейте 10 см³ аммиачного буферного раствора. Прибавить 6-7 капель раствор индикатора (хромогена черного) до появления хорошо заметной, но не очень темной винно-красной окраски (вместо этого можно внести на конце шпателя 20-30 мг сухой смеси индикатора с хлоридом натрия). Медленно титруйте воду 0, 0500 М раствором ЭДТА до изменения окраски раствора из винно-красной в синюю. Повторите титрование 2-3 раза и из сходящихся отсчетов возьмите среднее.

Общую жесткость воды (ммоль/дм³) вычислите по формуле:

=

Теоретические вопросы

1. Отбор проб. Генеральная, лабораторная и анализируемая пробы. Отбор проб различных веществ. Получение лабораторной пробы. 

2. Методы разделения и концентрирования. Классификация методов разделения и концентрирования.

3. Общая характеристика гравиметрии. Виды гравиметрических определений. Общая схема гравиметрического анализа.

4. Основные понятия титриметрии. Точка стехиометричности (эквивалентности) и конечная точка титрования. Классификация титриметрических методов анализа и способов титрования. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрическом анализе.

5. Стандартные растворы и стандартные вещества. Расчеты, связанные с приготовлением растворов и титрованием.

6. Кислотно-основное титрование. Титранты и стандартные вещества. Обнаружение конечной точки титрования. Кислотно-основные индикаторы. Кривые титрования. Погрешности титрования.

7. Понятие о комплексометрическом и комплексонометрическом титровании. Комплексоны. Свойства этилендиаминтетрауксусной кислоты. Титранты и стандартные вещества. Способы комплексонометрического титрования. Кривые комплексонометрического титрования. Способы обнаружения конечной точки комплексонометрического тирования. Металлоиндикаторы. Индикаторные погрешности.

 

Задачи

1. Какой объём раствора HC1 с массовой долей рас­творённого вещества 16, 5% и плотностью 1, 08 г/см³ необходимо взять для получения 500 см³ 0, 1 М HCI?

2. Из навески Н₂С₂О₄·2Н₂О (М (½ Н₂С₂О₄·2Н₂О) = 63, 04) массой 0, 5500 г приготовили 100, 0 см³ раствора. На титрование аликвоты 10, 00 см³ этого раствора с фенолфталеином (рТ 9, 0) израсходовали 9, 17 см³ раствора NaOH. Найдите концентрацию раствора NaOH.

3. Навеску 0, 1040 г Na₂CO₃ растворили в воде, добавили 25, 00 см³ 0, 0950М раствора НС1. На титрование избытка кислоты пошло 12, 42 см³ 0, 0500 М раствора NaOH. Найдите массовую долю (%) примесей в соде. Молярная масса (Na₂CO₃) 105, 99.

4. Какую массу навески комплексона III (Na₂H₂Y∙ 2Н₂О) необходимо растворить в воде для получения 200, 0 см³ раствора с молярной концентрацией комплексона III 0, 05000 моль/дм³? M(Na₂H₂Y∙ 2Н₂О) = 372, 24.

5. Какую массу металлического цинка следует взять для приготовления 100, 0 см³ раствора сульфата цинка, чтобы на титрование 20, 00 см³ его расходовалось 20, 00 см³ 0, 0100 М раствора ЭДТА?

Занятие 4. «Осадительное и окислительно-восстановительное титрование. Общее представление о физико-химических методах анализа» (4 часа)

Лабораторная работа

Ход работы

Хорошо вымытую бюретку промойте раствором перманганата калия и подготовьте к титрованию.

Ополосните пипетку раствором щавелевой кислоты и перенесите 10, 00 см³ его в коническую колбу. Прибавьте 8-10 см³  2 М серной кислоты, нагрейте примерно до 70 °С (не допуская кипения, при котором щавелевая кислота разлагается) и горячий раствор титруйте перманганатом калия.

Раствор перманганата калия приливайте медленно, по каплям, при непрерывном перемешивании. Каждую следующую каплю добавляйте лишь после того, как обесцветилась предыдущая капля. Первоначально обесцвечивание перманганата будет происходить медленно, но затем по мере образования сульфата марганца, играющего роль катализатора, оно ускорится. Титрование прекратите, когда избыточная капля перманганата сообщит раствору бледную розовую окраску, не исчезающую в течение 1-2 минут. Объем раствора перманганата калия отсчитывайте по верхнему краю мениска. Повторите титрование 2-3 раза, из сходящихся отсчетов возьмите среднее и вычислите молярную концентрацию раствора перманганата калия.

Например, если на титрование 10, 00 см³ 0, 04741М (½ Н₂С₂O₄ × 2Н₂O) раствора щавелевой кислоты пошло в среднем 9, 15 см³ раствора перманганата калия, то молярная концентрация его равна:

С(1/5 KMnO₄) = 0, 04741× 10, 00/9, 15 = 0, 05181 моль/дм³.

 

Проведите обработку экспериментальных результатов методом математической статистики, полученные данные занесите в таблицу.

 

Для исключения промахов воспользуйтесь величиной Q -критерия. Экспериментальное значение Q-критерия равно отношению разности выпадающего и ближайшего к нему результата на размах варьирования, т.е. разности наибольшего и наименьшего из результатов выборочной совокупности. Полученное значение сравните с критической (табличной) величиной для Q-критерия. Если оно превышает последнюю, то проверяемый результат является промахом и его необходимо исключить из дальнейших расчетов.

 

Лабораторная работа

Ход работы

В бюретку налейте раствор тиосульфата натрия, и закройте бюретку трубкой с натронной известью. В коническую колбу для титрования внесите мерным цилиндром 10 см³ серной кислоты, 10 см³ иодида калия (раствор должен остаться бесцветным! ) и пипеткой 10, 00 см³ раствора дихромата калия. Колбу оставьте стоять 3-5 мин в темном месте, прикрыв часовым стеклом, для полного выделения йода. Затем в колбу добавьте 100 см³ воды и быстро оттитруйте раствором тиосульфата натрия до светло-желтой (соломенной) окраски раствора. Затем добавьте 1-2 см² раствора крахмала и продолжайте титрование медленно, энергично перемешивая содержимое колбы до полного исчезновения синей окраски раствора.

Повторите титрование 3-5 раз и из сходящихся отсчетов возьмите среднее.

Концентрацию раствора тиосульфата натрия рассчитайте по закону эквивалентов: V(K₂Cr₂O₇) · C(1/6 K₂Cr₂O₇) = V(Na₂S₂O₃) · C(Na₂S₂O₃)

Зная молярную концентрацию, вычислите титр раствора (г/см³) тиосульфата натрия (М (Na₂S₂O₃) = 158, 1 г/моль):

Т = C(Na₂S₂O₃)·М (Na₂S₂O₃) / 1000

Теоретические вопросы

1. Осадительное титрование. Общая характеристика и требования к реакциям, используемым в осадительном титровании. Аргентометрическое титрование (расчет и построение кривых титрования; способы обнаружения конечной точки титрования (метод Мора, метод Фольгарда, метод Фаянса); титранты и стандартные вещества; погрешности титрования). Особенности меркурометрического титрования.

2. Окислительно-восстановительное титрование. Расчет и построение кривых титрования; способы обнаружения конечной точки титрования; титранты и стандартные вещества; погрешности титрования

3. Методы окислительно-восстановительного титрования. Иодометрическое титрование. Перманганатометрия. Дихроматометрия. Первичные и вторичные стандарты. Индикаторы.

4. Особенности и области применения физико-химических методов анализа. Основные физико-химические методы анализа. Основные приемы, используемые в физико-химических методах. Прямые измерения (метод градуировочного графика, метод молярного свойства, метод стандартов, метод добавок), косвенные измерения (метод титрования).

Задачи

1. Для определения сульфат-иона навеску образца массой 1, 5000 г растворили в 200 см³ воды. Действием хлорида бария на 20, 00 см³ этого раствора получили осадок сульфата бария, который затем обработали 50, 00 см³ 0, 0100 М раствора ЭДТА. На титрование избытка ЭДТА в аммиачном буферном растворе израсходовали 25, 00 см³ 0, 0100 М раствора сульфата цинка. Рассчитайте массовую долю (%) сульфат-иона в анализируемом образце. Молярная масса (SO₄) 96, 06.

2. Из колбы вместимостью 200 см³ отобрали 15, 00 см³ раствора КСI, на титрование которого пошло 24, 00 см³ 0, 1000 М раствора АgNO₃. Определите массу навески КСI, взятой для приготовления исходного раствора. Молярная масса (КCI) 74, 56.

3. Определите массовую долю серебра (%) в сплаве при условии, что после растворения навески сплава массой 0, 4000 г объем раствора довели до 100 см³. На титрование 15, 00 см³ полученного раствора пошло 10, 15 см³ 0, 05000 М раствора КSCN. Молярная масса (Аg)=107, 87.

4. Для титрования навески NaC1 массой 0, 1520 г было израсходовано 24, 50 см³ раствора AgNO₃. Рассчитайте молярную концентрацию AgNO₃ в данном растворе. Молярная масса (NaC1) 58, 44.

5. На титрование химически чистого оксалата натрия массой 0, 1180 г в кислой среде израсходовано 19, 55 см³ раствора КМnO₄. Рассчитайте молярную концентрацию (1/5 КМnO₄) этого раствора. Молярная масса (1/2Na₂C₂O₄) 66, 99.

6. Рассчитайте массовую долю (%) МnО₂ в навеске руды массой 0, 3710 г, если на титрование йода, выделившегося при взаимодействии с раствором, содержащим избыток иодида калия и кислоты, пошло 24, 41 см³ 0, 2217 М раствора тиосульфата натрия. Молярная масса (МnО₂) 86, 94.

Физическая и коллоидная химия (18 часов)

Занятие 1 «Химическая термодинамика» (4 часа)

Лабораторная работа

Форма отчета и расчеты

1. Найти значение интегральной теплоты растворения(Δ Н_m) (табл. 1), предварительно рассчитав моляльность растворенного вещества (моль/кг) по формуле:

=

g ₁ – масса воды, г;  

g ₂ – масса соли, г;  

M – молярная масса хлорида калия (74, 5 г/моль).

 

Таблица 1 – Интегральные теплоты растворения соли KCl

Моляльность, моль/кг(Н2О)	Δ Нm, кДж/моль	Моляльность, моль/кг(Н2О)	Δ Нm, кДж/моль
0	17, 24	0, 4	17, 50
0, 01	17, 48	0, 5	17, 43
0, 02	17, 45	1, 0	17, 29
0, 05	17, 52	2, 0	16, 72
0, 1	17, 56	3, 0	16, 18
0, 2	17, 57	4, 0	15, 76
0, 3	17, 55	насыщ. р-р (4, 82)	15, 46

2. Рассчитать количество теплоты (Q, Дж), поглощенной в процессе растворения хлорида калия по формуле:

=

Δ Н_m – интегральная теплота растворения хлорида калия, кДж/моль

3. Определить постоянную калориметра по формуле:

=

С_уд. – теплоемкость раствора (приблизительно равна 4, 18 Дж/г·К);  

DТ – изменение температуры в процессе растворения.

Форма отчета и расчеты

1. Теплоту химической реакции определить по формуле:

=

 

V₁, ρ ₁(1, 0155 г/см³); C₁ – объем, плотность и теплоемкость раствора кислоты;

V₂, ρ ₂ (1, 0428 г/см³), C₂ – объем, плотность и теплоемкость раствора щелочи;

Δ T₁, Δ T₂ – разность температур при нейтрализации и разведении соответственно;

К – постоянная калориметра (см. часть 1).

Теплоемкости растворов щелочи и кислоты принять приблизительно равными теплоемкости воды (4, 18 Дж/г·К).

2. Полученный тепловой эффект пересчитывают на 1 моль щелочи (Дж/моль). Тепловой эффект пересчитывают на то вещество, которое находится в меньшем количестве.

=

V – объем щелочи, см³;

С – концентрация щелочи, моль/дм³.

Сравнить полученные данные DН с истинным значением теплоты нейтрализации              (-56, 0 кДж/моль). Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов: Н⁺(аq) + OH^–(aq) → Н₂О_(ж).

4. Оценить относительную погрешность эксперимента:

=

5. Рассчитать изменение энтропии реакции нейтрализации по имеющимся справочным данным.

 

	Н2О(ж)	Н+(аq)	ОН–(aq)
, Дж/моль× К	69, 95	0	–10, 75

=

6. Рассчитать энергию Гиббса реакции нейтрализации. Сделать вывод о соответствии найденной величины  самопроизвольному течению реакции нейтрализации.

=

Вывод:

Теоретические вопросы

1. Основные понятия термодинамики (термодинамические системы и их классификация, параметры состояния системы, независимые параметры и функции; функции состояния и функции перехода, термодинамические процессы).

2. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики.) Внутренняя энергия системы, теплота, работа.

3. Первый закон термодинамики. Основные формулировки и аналитическое выражение. Энтальпия.

4. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и следствия из него.

5. Теплоемкость, средняя и истинная теплоемкость. Соотношения между С_Р и С_V.

6. Второй закон термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения. Обоснование существования энтропии как функции состояния системы. Фундаментальное уравнение Гиббса.

7. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии. Вычисление изменения энтропии в химических реакциях.

8. Понятие о термодинамических потенциалах. Изменения энергии Гельмгольца и энергии Гиббса как термодинамические критерии равновесия и направленности процессов.

9. Химический потенциал, его определение через характеристические функции.

Задачи

1. Процесс совместной термической обработки сульфата железа и серного колчедана может быть выражен суммарным уравнением:

FeSO₄ (тв) + 3FeS₂(тв) + 8O₂(г) = 7SO₂ (г) + 2Fe₂O₃(тв).

Используя термодинамические данные  и , оцените возможность протекания данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях.

2. Простейшим способом очистки отходящих газов от аммиака являются его адсорбция водой. Иногда водную очистку дополняют доочисткой раствором серной кислоты с получением сульфата аммония: 2NH₃(г) + H₂SO₄(ж) = (NH₄)₂SO₄(кр). Используя термодинамические данные  и , докажите, что данный процесс необратим.

3. Во влажном воздухе возможно протекание реакций:

1. 4NО₂(г)+ О₂(г) + 2Н₂О(г)= 4НNО₃(г)

2. 2NО₂(г)+ Н₂О(г) = НNО₂(ж) +  НNО₃(ж),

что является причиной выпадения кислотных дождей. Рассчитайте значение изобарно-изотермического потенциала реакций 1 и 2, используя значения   и  участников реакций. Какая из реакций термодинамически более предпочтительна?

Занятие  2 «Химическая кинетика и катализ» (4 часа)

Лабораторная работа

Задачи

1. При изучении гомогенно-каталитического разложения перекиси водорода получены следующие данные:

t, с	0	5, 00	8, 40	12, 84	19, 50	31, 08	39, 30
С(Н2О2), моль/дм3	0, 350	0, 227	0, 160	0, 110	0, 061	0, 025	0, 0114

Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.

2. При гидролизе пропилацетате CH₃COOC₃H₇ были получены следующие данные:

Время от начала реакции, мин	60	350
Степень превращения, %	18, 17	69, 12

Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.

3. Реакция первого порядка протекает на 30% за 7 минут. Через какое время реакция завершится на 99%?

4. В некоторой реакции первого порядка половина вещества распадается за 1000 с. Сколько времени необходимо для разложения 90% первоначального количества вещества?

Занятие 3 «Электрохимия» (4 часа)

Лабораторная работа

Часть 1

Форма отчета и расчеты

1. Полученные экспериментальные данные занести в таблицу 3.

 

Таблица 3 –  Экспериментальные данные для построения градуировочного графика и нахождения концентрации бромид-ионов

             

Е(mВ)	СКВr (моль/дм3)
	10-1	10-2	10-3	10-4	10-5	Х1	Х2
E1 (mВ)
E2 (mВ)
E3 (mВ)
ЕСР.

2. Построить градуировочный график по данным Е_СР. для стандартных растворов в координатах Е_СР. = f  (lg С_КВr ).

3. Определить по градуировочному графику концентрацию бромид-ионов в растворах Х₁ и Х₂.

4. Определить по графику нернстовскую область чувствительности и предел обнаружения.

 

Вывод:

 

Часть 2. Проверка уравнение Нернста на примере цинково-медного гальванического элемента

Цель работы: провести проверку уравнения Нернста на примере цинково-медного гальванического элемента.

Оборудование и реактивы: общелабораторный комплекс (электрохимическая ячейка с элек­тродами медным и цинковым), термодатчик; 0, 1М и 1М растворы СuSO₄; 0, 1М и 1М растворы ZnSO₄; солевой мостик

 

Величина равновесного электродного потенциала зависит от при­роды электрода и электролита, от концентрации электролита и от тем­пературы. Эта зависимость описывается уравнением Нернста. Для обра­тимой электродной реакции: Ox + ze^– = Red, уравнение Нернста будет выглядеть следующим образом:

,

где R – универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, F - число Фарадея, z – число электронов, участвующих в электрохими­ческой реакции, а _Ox - активность окисленной формы вещества, а_Red – активность восстановленной формы вещества, Е и Е⁰ – электродный потенциал и стандартный электродный потенциалы. Стандартный элек­тродный потенциал равен электродному потенциалу при a_{O х}=a_Red=1.

Уравнение Нернста показывает зависимость ЭДС от температуры и состава раствора. Для расчета величины ЭДС при температуре 298К, после подстановки в уравнение Нернста постоянных величин и переходя к десятичному логарифму получим:

.

Вывод уравнения для расчета ЭДС гальванического элемента рас­смотрим на примере элемента Даниэля-Якоби: Zn|Zn²⁺||Сu²⁺|Сu. 

 

На левом электроде протекает полуреакция:

Zn²⁺ + 2е^– = Zn,

на правом электроде:

Сu²⁺ + 2е^– = Сu.

Разность полуреакций, протекающих на правом и левом электродах дает суммарную (токообразующюю) окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в элементе:

Сu²⁺ + Zn = Сu + Zn²⁺.

Следовательно, уравнение Нернста для данного гальванического элемента записывается следующим образом:

.

Таким образом, ЭДС данного элемента определяется активностью ионов меди и цинка, температурой растворов и стандартными электрод­ными потенциалами Zn|Zn²⁺ и Сu|Сu²⁺.

Форма отчета и расчеты

а). Записать экспериментальные данные

Опыт 1. 0, 1 М СuSO₄ и 0, 1 М ZnSO₄; Е =

Опыт 2. 1, 0 М СuSO₄ и 0, 1 М ZnSO_4;  Е =

Опыт 3. 0, 1 М СuSO₄ и 1, 0 М ZnSO₄; Е =

б). Выполнить расчет значения ЭДС цинково-медного гальванического элемента по уравнению Нернста:

 

1.

2.

3.

в). Оценить погрешность измерений:

1.

   2.

   3.

Вывод:

Теоретические вопросы

1. Развитие представлений о строении растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации С.Аррениуса. Достоинства и недостатки. Ионные равновесия в растворах электролитов. Основы теории сильных электролитов Дебая – Хюккеля. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности, их связь с активностью и коэффициентом активности отдельных ионов.

2. Электропроводность растворов электролитов. Удельная и молярная электропроводность растворов электролитов. Подвижность ионов. Природа аномальной подвижности ионов водорода и гидроксила в водных растворах. Закон Кольрауша. Понятие о числах переноса ионов. Кондуктометрия.

3. Электрохимическое равновесие на границе раздела фаз. Природа скачка потенциала на границе раздела фаз. Электрохимический потенциал. Уравнение Нернста. Понятие электродного потенциала. Стандартный электродный потенциал.

4. Классификация электродов. Электроды первого, второго рода, окислительно–восстановительные электроды. Стандартный водородный электрод. Мембранные электроды. Стеклянный электрод.

5. Классификация электрохимических цепей. Химические и концентрационные цепи. Простые и сложные цепи. Электрохимические цепи с переносом и без переноса. Термодинамика гальванического элемента. Потенциометрия.

6. Электролиз. Законы Фарадея. Выход вещества по току. Поляризация и перенапряжение. Стадийность в электрохимических процессах.

Задачи

Составьте схему гальванического элемента, состоящего из:

1) магниевой и железной пластинок, погруженных в 0, 1 М раствор MgSO₄ и 1 М раствор FeSO₄ соответственно. Определить напряжение (ЭДС) данного гальванического элемента, используя величины стандартных электродных потенциалов. Записать уравнения электродных процессов и суммарную токообразующую реакцию.

2) магниевого электрода, погруженного в 0, 1 М раствор MgSO₄ и кадмиевой пластинки, помещенной в 0, 01 М раствор СdSO₄. Записать уравнения электродных процессов. Определить напряжение (ЭДС) гальванического элемента.

3) магниевого электрода, погруженного в 0, 1 М раствор MgSO₄ и кадмиевой пластинки, помещенной в 0, 01 М раствор СdSO₄. Записать уравнения электродных процессов. Определить напряжение (ЭДС) гальванического элемента.

Занятие 4 «Поверхностные явления и адсорбция» (4 часа)

 

Лабораторная работа

На твердом адсорбенте

123456789Следующая ⇒

Поделиться: