Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия

Подождите немного. Документ загружается.

Плотность исходного раствора ρ = …

Заданная молярная концентрация эквивалента NaOH в растворе

С(1/1 NaOH) = …

Объем мерной колбы V = …

Расчет объема исходного раствора: …

Объем исходного раствора V(р-р) = …

2.2.2. Определение концентрации гидроксида натрия (опыт 2.2)

Определение проводят методом кислотно-основного титрования, в

котором используются реакции кислотно-основного взаимодействия обще-

го вида:

−+

+↔+

AHBBHA

где НА – кислота; В – основание; НВ

– сопряженная кислота; А

–

– сопря-

женное основание.

В результате взаимодействия растворов сильных кислот и оснований

раствор становится нейтральным, поэтому метод кислотно-основного тит-

рования иногда называют методом нейтрализации. В данной лабораторной

работе используем титрование сильного основания сильной кислотой в со-

ответствии с уравнением реакции

2NaOH + H

= Na

+ 2Н

Реактивы и оборудование: титрант – стандартный раствор H

концентрацией C[1/2(H

)] = 0,10 моль/ дм

; коническая колба для тит-

рования объемом 250 см

; пипетка на 10,0 см

; бюретка объемом 25 см

;

кислотно-основной индикатор (фенолфталеин или метиловый оранжевый).

Выполнение работы

Определяют концентрацию раствора гидроксида натрия, приготов-

ленного в опыте 2.1. Техника отбора проб и титрования описана в разделе

2.1.3. Готовят бюретку для титрования и заполняют ее стандартным

раствором кислоты. Раствор NaOH из мерной колбы переливают в чистый

сухой химический стакан, пипеткой объемом 10,0 см

отбирают аликвот-

ный объем раствора гидроксида натрия и переносят его в коническую кол-

бу для титрования. Стенки колбы обмывают небольшим количеством ди-

стиллированной воды, добавляют 2 капли индикатора метилового оранже-

вого и начинают титрование. Последние порции кислоты следует прили-

вать по каплям. Титрование останавливают в тот момент, когда произойдет

резкий переход окраски от желтой к оранжево-красной. Записывают объем

раствора кислоты, пошедший на титрование. Повторяют титрование еще

три раза. Перед каждым титрованием коническую колбу моют и ополаски-

вают дистиллированной водой.

Запись данных опыта и расчеты

Данные записать по приведенной ниже форме.

Объем мерной колбы V = 100,0 см

Концентрация титранта C(½H

) = 0,10 моль/дм

Индикатор – …

Таблица 2.1

Результаты титрования раствора гидроксида натрия

№ п/п

Объем аликвоты V(NaOH), см

Эквивалентный объем

титранта V(H

), см

По результатам титрования найти средний объем титранта

)SOH(V

и рассчитать эквивалентную концентрацию NaOH.

На основании закона эквивалентов

n(1/1 NaOH) = n(½H

)

рассчитать эквивалентную концентрацию гидроксида натрия:

С(NaOH) = C(½H

) ·

)SOH(V

/ V(NaOH).

2.2.3. Определение общей жесткости воды (опыт 2.3)

Определение проводится методом комплексонометрического титро-

вания. Он основан на аналитическом использовании реакций комплексооб-

разования ионов металла с полидентантными хелатообразующими органи-

ческими реагентами – комплексонами. Наиболее часто применяют

комплексон (III) – двунатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кисло-

ты (ЭДТА) Na

Y. Для краткости обозначим анион ЭДТА как Y

4–

, тогда

уравнение реакции комплексообразования, например с двухзарядными

ионами металлов, будет иметь вид

+−−+

+=+

H2]MY[YHM

Вне зависимости от заряда иона металла комплексообразователя все-

гда образуются комплексы состава 1:1.

Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленная на-

личием в ней катионов кальция Са

и магния Mg

. Сумму концентраций

Са

и Mg

называют общей жесткостью (Н

общ

, ммоль экв/дм

или моль

экв/м

Обычно общую жесткость определяют титрованием стандартным

раствором ЭДТА. В этом случае жесткость рассчитывают по уравнению

1000

)(

)(2)(

⋅

⋅⋅

OHV

ЭДТАCЭДТАV

общ

моль-экв/м

Реактивы и оборудование: титрант – стандартный раствор ЭДТА c

концентрацией 0,025 моль/дм

; коническая колба для титрования объемом

250 см

; пипетка на 10,00 см

; бюретка объемом 25 см

; индикатор эрио-

хромовый черный Т; аммиачный буфер рН = 10.

Выполнение работы

Определяют общую жесткость водопроводной воды. Техника титро-

вания описана в разделе 2.1.3. Готовят бюретку для титрования и заполня-

ют ее стандартным раствором ЭДТА. Мерным цилиндром отбирают

50,0 см

водопроводной воды, переносят ее в колбу для титрования и при-

ливают 1 см

аммиачного буфера рН = 10. Добавляют на кончике шпателя

кристаллы индикатора и начинают титрование. Последние порции ЭДТА

приливают по каплям. Титрование останавливают в тот момент, когда

произойдет резкий переход окраски от фиолетовой к синей. Записывают

объем раствора ЭДТА, пошедший на титрование. Повторяют титрование

еще три раза. Перед каждым титрованием коническую колбу моют и опо-

ласкивают дистиллированной водой.

Примечания: 1) буферный раствор приливают обязательно перед

добавлением индикатора; 2) индикатора не следует добавлять слишком

много, иначе окраска изменяется медленно и раствор оказывается перетит-

рованным.

Запись данных опыта и расчеты

Данные записать по приведенной ниже форме.

Концентрация титранта C

(ЭДТА) = 0,025 моль/дм

Индикатор – эриохромовый черный Т.

По результатам титрования найти средний объем титранта

)ЭДТА(V

и рассчитать общую жесткость воды по приведенной выше формуле.

Таблица 2.2

Результаты титрования питьевой воды

№ п/п Объем воды V(Н

О), см

Эквивалентный объем

титранта V(ЭДТА), см

2.3. Контрольные вопросы

1. Дайте определение понятию «массовая доля растворенного веще-

ства».

2. Дайте определение молярной концентрации и молярной концен-

трации эквивалента.

3. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквива-

лентов в реакциях нейтрализации следующих веществ: HNO

; NH

; H

;

KHSO

4. Рассчитайте количество вещества HNO

, необходимое для полного

взаимодействия с 5,3 г Na

5. Что такое жесткость воды, как ее определить?

6. Изложите сущность метода определения общей жесткости воды

методом комплексонометрического титрования.

7. Рассчитайте общую жесткость воды, если в 100 дм

содержится 4 г

ионов Са

и 2,4 г ионов Mg

3. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химические процессы протекают с изменением энергетического со-

стояния веществ (сопровождаются выделением или поглощением теплоты)

и упорядоченности их строения. Для анализа этого аспекта химического

взаимодействия используют понятие «термодинамическая система». Под

ней подразумевается совокупность тел, выделенных из пространства, в ко-

торой возможен тепло- и массообмен. Если система не обменивается с

окружающей средой энергией и массой, то её называют изолированной.

Незамкнутая, или открытая, система обменивается с окружающими тела-

ми массой и энергией. Система, обменивающаяся с окружением только

энергией, но не обменивающаяся массой, называется замкнутой.

Термодинамика изучает свойства макроскопических систем на

основе возможных превращений энергии без рассмотрения их микрососто-

яний. Важнейшим результатом термодинамического исследования предпо-

лагаемых изменений в системе является вывод о возможности или невоз-

можности самопроизвольного протекания процесса в выбранных условиях.

Если вопрос о возможности протекания реакции решен, возникает

проблема оценки скорости реакции и возможности управления ею. Этот

аспект химического взаимодействия изучает химическая кинетика – уче-

ние о скоростях и механизме реакций.

Ниже обсуждены важнейшие термодинамические и кинетические ха-

рактеристики и закономерности протекания химических процессов и дано

описание опытов, позволяющих исследовать их экспериментально.

3.1. Термодинамические закономерности химических процессов

Параметр состояния системы, изменение которого в ходе процесса

не зависит от пути его протекания, называют функцией состояния систе-

мы. Таким свойством обладает внутренняя энергия системы (U).

Первый закон термодинамики соответствует закону сохранения

энергии: изменение внутренней энергии термодинамической системы

(

∆

U) равно количеству теплоты, сообщенной ей (Q), за вычетом работы

(А), совершенной системой. Закон справедлив для замкнутых систем. В

химических процессах работа против внешних сил представляет собой ра-

боту расширения А = P

∆

V. Тогда 1-й закон термодинамики имеет вид

∆

U = Q – P

∆

V. (3.1)

Тепловой эффект процесса, протекающего при постоянном объеме

), равен изменению внутренней энергии системы, следовательно, обла-

дает свойствами функции состояния:

∆

U. (3.2)

Если процесс протекает при постоянном давлении, из (3.1) следует

Q = (U

+ PV

) – (U

+ PV

) = H

– H

∆

H. (3.3)

Функция Н называется энтальпией (теплосодержанием) системы и

по определению является функцией состояния. Таким образом, тепловой

эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен измене-

нию энтальпии системы и обладает свойствами функции состояния:

∆

H. (3.4)

Соотношения (3.3) и (3.4) являются обоснованием закона Гесса:

тепловой эффект реакции не зависит от пути ее протекания.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты. Для

них ∆Н < 0. Соответственно, для эндотермических реакций, протекающих

с поглощением теплоты,

∆

Н > 0.

В термодинамических расчетах широко применяется понятие

«энтальпия образования» соединения

∆

298

– это тепловой эффект полу-

чения одного моля сложного вещества из простых. Для простых веществ

энтальпия образования равна нулю. Обсуждаемая величина зависит от

условий протекания процесса, поэтому в справочниках она приводится для

стандартного состояния (P

= 101325 Па и Т

= 298 К).

Второй закон термодинамики справедлив для изолированных си-

стем. Он утверждает, что невозможно всю внутреннюю энергию системы

превратить в полезную работу. Закон учитывает не только изменение эн-

тальпии в ходе процесса, но и общее изменение ее структурной упорядо-

ченности (уровня хаотичности). Мерой хаотичности строения системы яв-

ляется функция состояния энтропия (S, Дж/К). Больцман показал, что

S = k · lnW, (3.5)

где k = R/N

– постоянная Больцмана; W – термодинамическая вероят-

ность системы (число микросостояний, через которые реализуется данное

макросостояние).

Критерием возможности самопроизвольного протекания процесса в

замкнутой системе является изменение функции состояния системы –

энергии Гиббса (

∆

G):

∆

G =

∆

H – T

∆

S. (3.6)

Для самопроизвольных процессов

∆

Н – Т

∆

S ≤ 0. (3.7)

Уравнение (3.7) является формальным выражением второго закона

термодинамики: невозможен процесс, единственным результатом кото-

рого является передача теплоты от менее нагретого тела к более нагре-

тому телу (формулировка Клаузиуса).

В термодинамических расчетах наряду со значениями энтальпии об-

разования соединений

∆

298

широко применяются стандартные величины

энтропии S

298

и энергии Гиббса

∆

298

. Многие расчеты основаны на при-

менении следствия из закона Гесса: для функций состояния системы их из-

менение в ходе процесса можно рассчитать следующим образом:

∑∑

∆−∆=∆

jjпроц

HHH )()(

νν

, (3.8)

где i, j – соответственно индексы исходных веществ и продуктов, а ν

, ν

–

соответствующие коэффициенты из уравнения реакции. Таким образом,

изменение энтальпии в ходе реакции равно разности между суммой эн-

тальпий образования продуктов и суммой энтальпий образования исход-

ных веществ. Аналогичные уравнения справедливы для изменения энтро-

пии и энергии Гиббса в ходе процесса:

∑∑

−=∆

jjпроц

SSS )()(

νν

(3.9)

∑∑

∆−∆=∆

jjпроц

GGG )()(

νν

(3.10)

3.2. Кинетические закономерности химических реакций

Средняя скорость реакции соответствует изменению количества ве-

щества ∆n за промежуток времени ∆τ в единице объема или на единице

площади поверхности:

W = ∆n/(V · ∆τ) = ∆C

∆τ (для гомогенных реакций);

W = ∆n/(S · ∆τ) = ∆C

∆τ (для гетерогенных реакций).

Влияние концентрации реагентов на скорость реакции. Основной

постулат химической кинетики (закон действующих масс для скорости

реакции) гласит: скорость реакции пропорциональна произведению моляр-

ных концентраций реагентов.

Для реакции aА + bВ → продукты

W = k · [A]

· [B]

, (3.11)

где k – константа скорости реакции; [А], [В] – молярные концентрации

реагентов; a, b – порядок реакции по реагентам А и B. Физический смысл

константы скорости: k = W, если [А] = [В] = 1 моль/дм

. Величина k за-

висит от природы реагентов и температуры.

Влияние температуры. Согласно правилу Вант-Гоффа, увеличение

температуры на 10 градусов приводит к возрастанию скорости в γ раз:

= k

= γ

(

∆

Т / 10)

, (3.12)

где γ = 2÷4 – температурный коэффициент скорости реакции.

Более корректно влияние температуры на величину k выражает урав-

нение Аррениуса:

lnk = B – A/T,

(3.13)

где B и A – константы. Уравнению Аррениуса отвечает зависимость

k = k

· e

–E / RT

(3.14)

где Е – энергия активации реакции – энергия, избыточная по сравнению с

имеющимся запасом, которая нужна для того, чтобы перевести молеку-

лы исходных веществ в реакционноспособное состояние.

Равновесие обратимых химических процессов. Обратимые химиче-

ские реакции протекают в прямом и обратном направлениях:

aА + bВ ↔ сС + dD.

Для равновесия обратимой реакции справедлив закон действующих

масс:

][][

(3.15)

где K

– константа равновесия обратимой химической реакции.

Из уравнения (3.15) следует формулировка закона действующих

масс: для обратимых реакций в состоянии равновесия отношение произве-

дений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов

– величина постоянная. Это заключение называют законом действующих

масс для равновесия. Величина K

связана с изменением энергии Гиббса в

ходе реакции:

∆G = –RT · lnK

. (3.16)

Равновесие обратимых процессов подчиняется принципу Ле Шате-

лье: если на обратимую систему, находящуюся в состоянии динамического

равновесия, оказать воздействие (изменить параметр), то равновесие сме-

стится так, чтобы воздействие ослабить.

3.3. Экспериментальная часть

3.3.1. Определение изменения энтальпии при протекании хи-

мической реакции (опыт 3.1)

Тепловой эффект процесса (q) можно рассчитать по формуле

q = C

ΔT, (3.17)

где ΔT – разность между конечной и начальной температурой системы, К;

m – масса исследуемой системы, кг; C – удельная теплоемкость системы,

кДж/(кг·К).

Для данной системы

С · m = С

+ C

, (3.18)

где C

и m

–

удельная теплоемкость и масса реакционного сосуда;

и m

– удельная теплоемкость и масса исследуемого раствора. Ввиду

низкой теплопроводности стеклянного сосуда первой составляющей в

упрощенных опытах пренебрегают.

Для определения ΔT используют калориметры – лабораторные при-

боры, в которых сведен к минимуму обмен системы теплотой с окружаю-

щей средой (рис. 3.1).

Рис. 3.1. Схема устройства калориметра: 1 – корпус; 2 – реактор;

3 – воронка; 4 – мешалка; 5 – термометр

Выполнение опыта

Отмерить цилиндром и вылить в реактор 50 см

1 н. раствора NaOH.

Перемешивая раствор с постоянной интенсивностью, регистрировать тем-

пературу каждые 2 секунды в течение всего опыта. Температуру измерять

с точностью до 0,5 °С. Через 10-12 с добавить в реактор 50 см

1 н. раство-

ра H

. Регистрацию температуры продолжать еще 16-20 с. Данные на-

блюдений записать по форме табл. 3.1.

Таблица 3.1

Зависимость температуры раствора от времени

τ, с 2 4 6 8 10 12 14 16 18 …

По данным табл. 3.1 построить график в координатах «T – τ». Вид

ожидаемой кривой и метод графического определения ΔT представлены на

рис. 3.2.

Зная ΔT, рассчитать величину q по формуле (3.17), приняв теплоем-

кость раствора равной удельной теплоемкости воды (4,2 кДж/кг).

Рассчитать молярный тепловой эффект реакции нейтрализации (Q

)

+ OH

–

= H

по формуле

= q · M / m, (3.19)

где М – молярная масса воды; m – масса воды, полученной в ходе опыта.

Записать результат

ΔН

298

(Н

О) = – Q

Рис. 3.2. Изменение температуры раствора при протекании

экзотермической реакции в ячейке, теряющей теплоту

в окружающую среду

Рассчитать погрешность определения, сравнив полученную величи-

ну с табличным значением ΔН

298

(Н

О) = – 57,22 кДж/моль.

3.3.2. Исследование зависимости скорости протекания химической

реакции от концентрации реагента (опыт 3.2)

О скорости протекания исследуемой реакции (W = k·τ

–1

)

+ H

= S↓ + SO

+ Na

+ H

судят по промежутку времени (τ, с) с момента сливания растворов до пер-

вых признаков появления в растворе осадка серы (секундомер останавли-

вают в момент появления голубой окраски раствора, обусловленной рассе-

янием света образовавшимися в растворе частицами серы).

Выполнение опыта

Готовят в пробирках растворы тиосульфата натрия Na

различ-

ной концентрации. Добавляют в приготовленный раствор одну каплю 2 н.

раствора серной кислоты H

, одновременно включают отсчет времени

по секундомеру и измеряют продолжительность взаимодействия до появ-

ления признаков образования осадка (τ, с). Условия и результаты опыта за-

носят в табл. 3.2. По данным табл. 3.2 построить график в координатах «W

– концентрация Na

». Сделать вывод о соответствии полученной зави-

симости основному постулату химической кинетики.

Таблица 3.2

Влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции

Про-бир-

ка

Число капель

раствора

Число

капель

Концентрация

τ, с

Оценка

скорости

W = 1/τ,

–1

1 4 8 С

2 8 4 2С

3 12 0 3С

3.3.3. Исследование зависимости скорости химической реакции

от температуры (опыт 3.3)

В условиях, соответствующих первой строке табл. 3.2, оценить ско-

рость при температуре на 10

С и 20

С выше комнатной.

Выполнение опыта

Пробирку с раствором перед добавлением кислоты выдерживают

1-2 мин в стакане с водой, температура которой соответствует выбранной.

Водяную баню нужной температуры готовят, смешивая горячую и холод-

ную воду.