Практикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений
 Скачать 2.18 Mb.
|
|
ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИЙ Все химические реакции сопровождаются поглощением или выделением тепловой энергии. Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими, ас поглощением – эндотермическими. Количество выделенного или поглощенного тепла называется тепловым эффектом реакции. Экспериментальное определение тепловых эффектов химических реакций проводят в специальных устройствах – калориметрах. Калориметр представляет собой сосуд, снабженный теплоизолирующей рубашкой для уменьшения теплообмена с окружающей средой. Простейший калориметр (рисунок 8) состоит из двух стаканов наружного (1) и внутреннего (2) – собственно калориметра, установленного на теплоизолирующей подставке и снабженного крышкой (3) с отверстиями для термометра (4), воронки (5) и мешалки (6). Чтобы свести потери тепла к минимуму, внутренний стакан не должен касаться стенок внешнего. Рис. 8. Схема простейшего калориметра – наружный стакан, 2 – внутренний стакан, 3 – крышка, 4 – термометр, 5 – воронка, 6 – мешалка Количество теплоты, выделившейся или поглощённой входе реакции, определяется по известной формуле Q = К· Δ Т, (1) где К – теплоемкость калориметра, Т – изменение температуры входе реакции. 1 3 2 4 5 6 По физическому смыслу теплоемкость калориметра есть количество теплоты, необходимое для нагрева всех его частей на один градус. Она складывается из теплоемкости раствора, который находится во внутреннем стакане (C p ·m p ), и теплоемкости самого стакана (ст ст К = C p ·m p + ст ст) Поскольку концентрация раствора мала, удельная теплоемкость раствора принимается равной теплоемкости воды, те. 4,18 Дж/(г·К); масса раствора известна и теплоемкость раствора может быть вычислена. Однако теплоемкость стакана неизвестна, и её необходимо определить экспериментально. Поэтому данная работа выполняется в два этапа) определение теплоемкости калориметра (опыт 1); 2) определение теплоты реакции (опыты 2–4). Экспериментальная часть Целью работы является определение теплового эффекта реакций гашения извести, нейтрализации щёлочи кислотой и взаимодействия алюминия с соляной кислотой. Опыт 1. Определение теплоемкости калориметра с помощью горячей воды Ход опыта. 1. Записать температуру калориметра (Т. 2. С помощью мерного цилиндра набрать в стакан 100 мл воды, нагретой до 50–60 С, температуру измерить с точностью до десятых долей градуса и записать (Т. Быстро вылить нагретую воду во внутренний стакан калориметра. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру воды в калориметре и показания термометра заносить в таблицу Время, мин 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Т, °С Входе измерений наблюдается три периода 1) температура в калориметре быстро уменьшается (нагревается внутренний стакан калориметра) температура стабилизируется (наступает тепловое равновесие) температура медленно уменьшается (за счет рассеивания тепла. Для расчетов теплоемкости брать температуру второго периода, остающуюся постоянной в течение 2–3 мин. Эту температуру назовём равновесной и обозначим символом θ (греч. тэта. Количество тепла, сообщенное калориметру нагретой водой, определяется по уравнению Q C m T H O H O = ⋅ ⋅ − 2 2 2 ( ) θ (3) Количество теплоты, поглощенное калориметром, определяется по уравнению Q = K·( θ – Т) (4) Поскольку левые части уравнений (3) и (4) равны, то приравниваем правые части и получаем формулу для расчета теплоемкости калориметра) Определяемая по формуле (5) величина К измеряется в Дж/град. Вычисление теплоемкости калориметра Приблизительное значение теплоемкости калориметра может быть вычислено по формуле (2). Для этого внутренний стакан калориметра взвешивается на технохимических весах, рассчитанных на максимальную нагрузку дога удельная теплоемкость стекла, из которого изготовлен стакан, принимается равной 0,78 Дж/(г·К). Опыт 2. Определение теплоты реакции гашения извести Реакцией гашения извести называется взаимодействие оксида кальция с водой, которое сопровождается выделением тепла и описывается уравнением к + ж = Ca(OH) 2 (к) Ход опыта 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате, температуру воды записать (Т. 2. На технохимических или электронных весах взять навеску оксида кальция от 5 дог. Всыпать оксид кальция в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру и записывать её в таблицу, такую же, как в опыте 1. Входе опыта наблюдается три периода 1) температура повышается, так как идет экзотермическая реакция 2) температура на некоторое время стабилизируется 3) температура понижается из-за рассеивания тепла. Для вычисления брать температуру второго периода. Ход вычислений 1. Вычислить количество тепла, выделившегося в калориметре по формуле Q = К = К – T), где К – теплоемкость калориметра, определенная в опыте 1 (или вычисленная температура второго периода. 2. Исходя из молярной массы и навески оксида кальция, пересчитать полученный результат на тепловой эффект реакции, обозначив его Δ Н 0 оп (дельта аш нулевое опытное) и выразив его в кДж/моль. 3. Исходя из энтальпии образования оксида кальция (–635,5 кДж/моль), воды (–285,3 кДж/моль) и гидроксида кальция (–986,6 кДж/моль), вычислить теоретическое значение теплового эффекта реакции Δ Н 0 теор 4. Вычислить погрешность опыта (в %) по формуле % 100 H H H o теор оп o теор ⋅ Δ Δ − Δ ± = η В выводе указать на возможные причины погрешности. Опыт 3. Определение теплоты реакции нейтрализации Реакцией нейтрализации называется взаимодействие сильных кислот со щелочами, которое описывается одними тем же ионным уравнением образования воды. Например HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH - = H 2 O HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O H + + OH - = H 2 O По этой причине теплота нейтрализации не зависит от состава кислот и щелочей и всегда равна одной и той же величине –57,2 кДж/моль. Ход опыта 1. Получить у лаборанта однонормальные растворы кислоты и щелочи, выдержанные при комнатной температуре температуру (Т) записать. 2. Отмерить мерным цилиндром 50 мл кислоты и налить ее в калориметр. Отмерить с помощью другого мерного цилиндра 50 мл раствора щелочи, влить его через воронку в кислоту и перемешать. Наблюдать изменение температуры и записывать её значения в таблицу, такую же, как в опытах 1 и 2. Входе опыта наблюдается три периода 1) температура повышается, так как идет экзотермическая реакция нейтрализации 2) температура стабилизируется и некоторое время остается постоянной 3) температура понижается из-за рассеивания тепла. Для вычисления брать температуру второго периода, обозначив её θ. Ход вычислений 1. Вычислить количество тепла, выделившегося в калориметре, по формуле Q = К = К – T), где К – теплоемкость калориметра, определенная в опыте 1 (или вычисленная. Вычислить количество (моль) кислоты и щелочи, взятых для опыта, и количество образующейся воды. 3. Вычислить энтальпию нейтрализации в кДж/моль. 4. Определить погрешность опыта. В выводе указать на возможные причины погрешности. Опыт 4. Определение теплоты реакции алюминия с соляной кислотой Ход опыта. 1. Взять навеску порошка или стружек алюминия массой около 0,5 г. 2. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл одномолярно- го раствора соляной кислоты и всыпать в него навеску алюминия при постоянном перемешивании раствора. 3. Наблюдать протекание реакции, записывая в таблицу, такую же, как в опытах 1–3, значение температуры раствора. 4. По значению максимальной (равновесной) температуры вычислить количество выделившегося тепла и рассчитать опытное значение теплового эффекта реакции ΔН О оп 5. По уравнению реакции кг) вычислить теоретическое значение теплового эффекта этой реакции по энтальпиям образования НСl (р) (–167,5 кДж/моль) и Ар (–672,3 кДж/моль). 6. Определить погрешность опыта ив отчете указать на возможные причиныпогрешности. Контролирующие задания 1. Как называются реакции, идущие с выделением тепла, с поглощением Какой знак имеют значения их энтальпий 2. Почему энтальпия взаимодействия гидроксида натрия с различными сильными кислотами имеет одинаковое значение 3. Вывести формулу для расчета постоянной калориметра, зная удельную теплоемкость стеклянного стакана и раствора. Почему в расчет не входит масса внешнего стакана 4. Почему процесс нейтрализации всегда происходит с выделением тепла, а растворение твердых солей не всегда 5. Сравнив графики изменения температуры раствора в двух калориметрах, выберите калориметр с лучшими характеристиками и обоснуйте свой выбор. 6. Экспериментально установлено, что при взаимодействии 2,3 г натрия с водой выделяется 14,0 кДж теплоты. Вычислите энтальпию реакции. Работа 8. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Химические реакции очень сильно отличаются по скорости протекания. Например, взаимодействие водорода с хлором на свету происходит мгновенно (взрыва коррозия металлов длится годами. Скорость и механизм химических реакций изучает химическая кинетика В химической кинетике реакции подразделяются на простые и сложные. Простые реакции протекают без образования промежуточных соединений (в одну стадию, а сложные – с образованием промежуточных продуктов (в несколько стадий. Каждая стадия сложной реакции может рассматриваться как простая реакция. Среди последовательных стадий сложной реакции всегда имеется одна стадия, которая ограничивает скорость протекания всей реакции в целом. Она называется лимитирующей стадией сложной химической реакции. Т, К τ, мин Т, К τ, мин Скорость реакции зависит от концентрации взаимодействующих веществ, эта зависимость устанавливается законом действующих масс для скорости реакций. Согласно этому закону, для реакции, протекающей по уравнению a A + bB = Продукты скорость реакции определяется выражением 1 n B n A C C k V ⋅ ⋅ = , в котором k – константа скорости реакции Си С – молярные концентрации реагентов показатели степени n 1 и n 2 называются частными кинетическими порядками реакции по веществам Аи В, соответственно. Сумма частных порядков реакции n 1 + n 2 = p представляет собой общий кинетический порядок реакции. Существуют реакции нулевого (p = 0), первого (р = 1), второго (р 2) и третьего порядка (р 3). Для простых реакций частные порядки совпадают с коэффициентами перед реагентами в химическом уравнении реакции а общий порядок равен сумме коэффициентов в левой части уравнения реакции. Для сложной реакции общий кинетический порядок не совпадает с коэффициентами перед реагентами, но совпадает с порядком её лимитирующей стадии. Иногда порядок сложной реакции выражается нецелым, а дробным числом. Примечание Для некоторых сложных реакций кинетический порядок совпадает с коэффициентами перед реагентами такие реакции в химической кинетике называются формально простыми. Кинетический порядок реакции определяют экспериментально обычно графическим методом. В реакциях нулевого порядка скорость реакции остается постоянной. График экспериментальных данных для такой реакции в координатах скорость – С (концентрация) представляет прямую линию, параллельную оси абсцисс (риса. В реакциях первого порядка скорость реакции увеличивается пропорционально концентрации (рис. б. В реакциях, порядок которых больше единицы, между V и С наблюдается экспоненциальная зависимость (рис. в. V V V C C C а) б) в) Рис. 9. Зависимость скорости (V) от концентрации (Св реакциях нулевого (а, первого б) и второго (в) порядка. Для того чтобы участвовать в реакции, молекулам необходима избыточная энергия по сравнению со средней энергией молекул приданной температуре. Эта избыточная энергия называется энергией активации реакции она обозначается Е а и измеряется в кДж/моль. Константа скорости реакции и энергия активации связаны уравнением Аррениуса RT E o a e Энергия активации Е а и множитель k его называют предэкспоненциальным множителем) являются постоянными величинами, характеризующими данную реакцию в отличие от константы скорости k, они не зависят от температуры. Энергию активации можно найти, если измерить константу скорости реакции при двух температурах Т и Т. При вычислении энергии активации потребуются не абсолютные значения константы скорости, а их отношение (k 2 : k 1 ). Это тоже самое, что отношение скоростей реакции при двух температурах (V 2 : V 1 ) или отношение времени протекания реакции при Т к её времени при Т ( τ 1 : τ 2 ), так как все эти отношения равны между собой k 2 : k 1 = V 2 : V 1 = τ 1 : Формулу для вычисления энергии активации можно получить, если записать уравнение Аррениуса два раза – для температур Т и Т 1 a RT E o 1 e k k − ⋅ = и 2 a RT E o 2 e разделить второе уравнение на первое, прологарифмировать полученное уравнение. После преобразований получается формула E R T T T T a = − ⋅ 2 3 1 2 2 1 Экспериментальная часть Целью работы является экспериментальное определение кинетических параметров химической реакции порядка реакции и энергии активации. Исследуется реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой, которая описывается уравнением Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 ↑ + S↓+ H 2 O Один из продуктов реакции (сера) походу реакции образуется в виде очень мелких, невидимых вначале, коллоидных частиц, взвешенных вводе. Когда количество серы возрастаете частицы начинают соединяться между собой (коагулировать) и становятся заметными благодаря тому, что рассеивают свет. Рассеяние света коллоидными частицами серы наблюдается в виде голубоватого окрашивания раствора, напоминающего слабое свечение. Это явление называется опалесценцией При проведении эксперимента необходимо измерять промежуток времени между двумя моментами моментом начала реакции и моментом, когда становится видимой опалесценция. Этот промежуток принимается за время протекания реакции ( τ ). Величина, обратная τ , пропорциональна скорости реакции (V); единица её измерения – с. Далее для краткости эту величину будем называть скоростью реакции. При выполнении работы проводятся три опыта. Первый опыт выполняется при различных концентрациях тиосульфата натрия, в то время как концентрация серной кислоты берется одинаковой для всех измерений в этой серии. В этом опыте выявляется зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Во втором опыте переменной величиной является концентрация серной кислоты, в то время как концентрация тиосульфата натрия поддерживается постоянной. В этом опыте определяется скорость реакции в зависимости от концентрации серной кислоты. Объединив измеренные зависимости скорости реакции от концентраций тиосульфата натрия и серной кислоты, получают уравнение, связывающее скорость реакции с обеими переменными концентрациями реагентов. Это и будет уравнение закона действующих масс или кинетическое уравнение реакции 2 4 2 1 3 Неизвестными величинами, которые нужно определить, являются показатели степени n 1 и n 2 , те. кинетический порядок реакции по тиосульфату натрия и серной кислоте. Их установление является целью двух первых опытов. Опыт 1. Определение частного кинетического порядка по тиосульфату натрия Ход опыта. 1. В пяти отдельных пробирках приготовить пять растворов тиосульфата натрия с различными концентрациями. В первую пробирку налить из капельницы 2 капли раствора Na 2 S 2 O 3 , во вторую – четыре, в третью – шесть, в четвёртую – восемь ив пятую – десять капель раствора. После этого объём раствора в каждой пробирке довести до 12 капель добавлением воды в первую пробирку внести 10 капель воды, во вторую – 8, в третью – 6, в четвёртую – 4 ив пятую – 2. Если теперь принять концентрацию самого разбавленного раствора (первого) условно за единицу, то следующие будут иметь концентрацию два, три, четыре и пять. 2. В приготовленных пробирках с растворами Na 2 S 2 O 3 провести реакции с серной кислотой. Для этого в каждую из них добавить одну каплю серной кислоты. Каждый раз по секундомеру определить время реакции достижение одинаковой интенсивности опалесценции. 3. Вычислить значения скорости реакции и заполнить таблицу Номер опыта Число капель тиосульфата натрия Число капель воды Концентрация тиосульфата натрия, С Время реакции, τ Скорость реакции, V = 1 / τ 1 2 10 1 2 4 8 2 3 6 6 3 4 8 4 4 5 10 2 5 4. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 , по виду которого установить частный кинетический порядок реакции по тиосульфату натрия. Опыт 2 . Определение частного кинетического порядка по серной кислоте. Приготовить три пробирки с растворами H 2 SO 4 разной концентрации. Для этого в первую пробирку налить одну каплю раствора серной кислоты, во вторую 2 капли, а в третью 3 капли после этого в каждую пробирку добавить дистиллированную воду так, чтобы объемы растворов во всех трех пробирках были одинаковыми – по 8 капель. 2. Раствор тиосульфата натрия в этом опыте берется одинаковым – четыре капли. Чтобы результат опыта был более точным, рекомендуется четыре капли раствора Na 2 S 2 O 3 поместить в отдельную пробирку, аза тем вне вливать раствор серной кислоты из одной (из трёх заранее приготовленных) пробирки. Время реакции измеряется таким же образом, как ив первой серии затем также заполняется таблица Номер опыта Число капель серной кислоты Число капель воды Концентрация серной кислоты, С Время реакции, τ Скорость реакции, V = 1 / τ 1 1 7 1 2 2 6 2 3 3 5 3 3. По полученным опытным результатам построить график зависимости скорости реакции от концентрации серной кислоты. Вид полученного графика позволяет определить частный кинетический порядок реакции по серной кислоте. Зная оба частных порядка, найти (их сложением) общий кинетический порядок исследуемой реакции. По результатам опытов 1 ив выводе записать кинетическое уравнение реакции тиосульфата натрия с серной кислотой. Опыт 3. |