Выполнение эксперимента и обработка результатов

⇐ Назад

Теплоту нейтрализации (∆Н_НЕЙТР) и теплоту диссоциации слабого электролита (∆Н_ДИСС) 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 t_Н 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 t_К.

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

t_щел, ⁰С

t_кисл, ⁰С

t_н, ⁰С

t_к, ⁰С

∆t, ⁰С

c₁, Дж/г·К

m₁, г

c₂, Дж/г·К

m₂, г

∑c_i·m_i, Дж/К

Q, кДж

Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, определяется по формуле:

Q=(t_K-t_H)·∑C; (2)

где t_K– конечная температура;

t_H– 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, V_р-ра=V_к-ты+V_щел.

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:

; ΔН⁰_{нейтр. теор.}= – 57,22 кДж/моль.

Для II реакции:

Вычислите ΔН⁰_{диссоц. 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 ΔН⁰_{диссоц. 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) + СО_2(г) = СаСО_3(кр);

б) С_(кр) + 2Сl_2(г) = ССl_4(г);

в) СF_4(г) = С_(кр) + 2F_2(г);

г) Сu₂S_(кр) + 2О_2(г) = 2СuО_(кр) + SO_2(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) 4NH_3(г) + 5О_2(г) = 4NO_(г) + 6Н₂О_(ж);

б) Fe₂О_3(кр) + 3СО_(г) = 2Fe_(кр) + 3СО_2(г);

в) 3СН_4(г) + СО_2(г) + 2Н₂О_(ж) = 4СО_(г) + 8Н_2(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.

К_дис[H₂O] = [H⁺] [OH¯]=1.8*10^-16*55.56

[H⁺] [OH¯]=1*10^-14

Ионное произведение воды

К_воды = [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

⇐ Назад