Практикум по общей химии (стр. 1 )

Министерство образования и науки Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

"РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ"

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Пособие для студентов 1 курса

геологических специальностей

Ростов-на-Дону

2006

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Пособие для студентов 1 курса геологических специальностей

Печатается по решению кафедры общей и неорганической химии Ростовского государственного университета.

Протокол N 8 от " 30" июня 2006 г.

Рецензент – к. т.н., ст. преп.

Ответственный редактор – д. х.н., профессор .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ 3

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 6

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ 12

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, произведение растворимости 16

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ, ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ 19

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ 23

ПРИЛОЖЕНИЯ 27

ЛИТЕРАТУРА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ 30

Лабораторная работа 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Реакцией нейтрализации называют взаимодействие кислоты и основания с образованием соли и воды.

Запишите молекулярные уравнения реакций:

а) соляной кислоты с гидроксидом натрия; б) соляной кислоты с гидроксидом алюминия; в) азотной кислоты с гидроксидом калия; г) уксусной кислоты с гидроксидом натрия.

Те же уравнения представьте в ионном виде. Слабые электролиты (уксусная кислота, гидроксид алюминия) разлагать на ионы не нужно.

Реакция нейтрализации идёт с выделением тепла (экзотермический процесс).

Как связаны изменения энтальпии, внутренней энергии и тепловой эффект реакции?

Что называют стандартной энтальпией образования вещества? Сформулируйте закон Гесса и следствия из него.

Стандартное значение энтальпии нейтрализации можно рассчитать из стандартных энтальпий образования, пользуясь следствием из закона Гесса.

Пользуясь энтальпиями образования ионов в водных растворах (при концентрации 1 моль/л), а также твёрдого гидроксида алюминия (эти данные – в Приложении А), определите стандартную энтальпию нейтрализации (на 1 моль получающейся воды) для процессов а) – в), объясните различие.

Для работы потребуются: калориметр; стеклянный стакан ёмкостью 100 мл, раствор кислоты (рекомендуется: соляной, азотной, уксусной – 1 моль/л, серной – 0,5 моль/л, так как она диссоциирует с выделением двух ионов H+); раствор щёлочи (рекомендуются гидроксиды натрия или калия: 1 моль/л); термометр на интервал 20–30 °C с точностью до 0,1 °C; мерные цилиндры на 20–30 мл с делением 1 мл.

Измерение теплового эффекта проводят в калориметрах (латинское слово calor – тепло). Простейший калориметр состоит из двух алюминиевых стаканов, разделённых пластиковым теплоизолятором. Его назначение – снижать рассеивание тепла.

Отмерьте заданное количество кислоты (например, 25 мл), вылейте в стеклянный стакан, измерьте её температуру tкислоты. Установите стеклянный стакан внутрь калориметра. Отмерьте также заданное количество щёлочи (например, 20 мл). Вымыв термометр после кислоты, измерьте температуру щёлочи tщёлочи (прямо в мерном цилиндре). Средняя начальная температура растворов:

Быстро вылейте щёлочь в кислоту. Помешивая раствор термометром, следите за температурой. Отметьте её наибольшее значение tмакс. Все замеры температуры делайте с точностью не менее 0,1 °C. Пытайтесь оценить и сотые доли градуса.

Изменение температуры в процессе: Dt1= tмакс – tнач.

Повторите эксперимент, найдите Dt2 и среднее изменение температуры:

Dtсреднее=(Dt1 + Dt2)/2 .

ПРИМЕР. Начальные температуры кислоты и щёлочи были равны 20,2 °C (совпадали). После сливания растворов достигнута максимальная температура 25,7 °C в первом опыте и 25,9 °C во втором опыте. Тогда:

Dt1= 25,7 °C–20,2 °C = 5,5 °C, Dt2= 25,9 °C–20,2 °C = 5,7 °C,

Dtсреднее= (5,5 °C+5,7 °C)/2 = 5,6 °C =5,6 K (изменение температуры в Кельвинах и градусах Цельсия одинаково).

Выделившееся в результате реакции тепло (Qреакции) идёт на нагревание раствора (Qраствора), стакана (Qстакана) и термометра (Qтермометра).

Количество тепла находят по изменению температуры:

Q = m·C·Dtсреднее;

где m – масса вещества (стекла или раствора) в граммах, C – удельная теплоёмкость (количество теплоты, необходимое для нагревания 1 грамма вещества на 1 градус).

1. Расчёт Qраствора. Сраствора » СH2O = 4,18 Дж/(г·К), rраствора » 1г/мл (как у воды, так как растворы разбавленные), mраствора = rраствора·(Vкислоты+Vщёлочи).

ПРИМЕР. Qраствора= (1 г/мл·45 мл)·4,18 Дж/(г·К)·5,6 К » 1053 Дж.

2. Расчёт Qстакана. Сстекла = 0,59 Дж/(г·К). Необходимо взвесить стакан (mстакана). Однако из-за низкой теплопроводности нагревается не весь стакан, а только та его часть, которая находится в контакте с раствором. Qстакана невелика в сравнении с Qраствора. Для простоты можно считать, что нагревается половина массы стакана.

Для более точного расчета понадобятся диаметр стакана D, высота стакана H и высота столба жидкости h. На развертке стакана (смотрите рисунок) нагреваемая площадь (Sконтакта) заштрихована. Нагреваемая масса стакана:

mнагр = Sконтакта/Sобщая·mстакана,

Sконтакта= p·D2/4 + p·D·h, Sобщая= p·D2/4 + p·D·H.

ПРИМЕР. Стакан весит 50 г, имеет диаметр 4,5 см, высоту 9,2 см и столб жидкости 5,0 см.

Sконтакта= 3,14·(4,5 см) 2/4 + 3,14·4,5 см·5,0 см = 86,5 см2,

Sобщая= 3,14·4,52/4 + 3,14·4,5·9,0 = 143,1 см2,

mнагр= 86,5 см2 / 143,1 см2·50 г = 30,2 г.

Qстакана= 30,2 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К » 100 Дж.

3. Расчёт Qтермометра. Это малая величина. Положим Cтермометра = Cстекла; поскольку нагревается только часть термометра, условно будем считать: mтермометра = 5 г.

ПРИМЕР. Qстакана = 5 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К » 17 Дж.

4. Расчет общей выделившейся теплоты:

Qреакции = Qраствора + Qстакана + Qтермометра.

ПРИМЕР. Qреакции = 1053 Дж + 100 Дж + 17,5 Дж = 1170 Дж.

5. Расчёт молярной энтальпии нейтрализации:

По объему кислоты и щёлочи V и молярной концентрации ионов H+ или OH– (нормальности СN) рассчитывают отдельно количество ионов H+ и OH–:

n =СN·V.

Кислота или щёлочь могут быть в избытке. Расчёт ведётся по тому виду ионов, который в недостатке (наименьшее n).

Экспериментальная энтальпия нейтрализации в расчете на 1 моль:

DH°эксп = – Qреакции / n.

ПРИМЕР. n(H+) = 1 моль/л·0,025 л = 0,025 моль, n(OH–) = 1 моль/л·0,020 л = 0,020 моль. В недостатке щелочь, расчет ведем по количеству ионов OH–. Qреакции = 1170 Дж. Поэтому DH°эксп= –1170 Дж/0,020 моль » –58500 Дж/моль = –58,5 кДж/моль.

Сравните DH°эксп и DH°табл. Посчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта.

Абсолютная ошибка: DH°эксп – DH°табл.

Относительная ошибка: (DH°эксп – DH°табл) / DH°табл ·100%.

Лабораторная работа 2

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Что называют скоростью химической реакции? В каких единицах её измеряют? Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции (СХР).

ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции

Как влияет концентрация реагирующих веществ на СХР? Сформулируйте закон действия масс.

Что такое константа скорости? Зависит ли она от природы реагентов, их концентраций, давления в системе, её температуры?

Воздействие концентрации на СХР изучим на примере реакции тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S.

Запишите также полное и сокращённое ионное уравнения. На основе сокращённого уравнения опишите возможную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Реакция идёт во много стадий. Самой медленной (лимитирующей), скорее всего, является образование зародышей кристаллической серы.

Для опытoв 1 и 2 понадобятся: 1 н. (однонормальные, т. е. концентрации 1 экв/л) растворы серной кислоты (в этом случае 1 экв/л = 0,5 моль/л) и тиосульфата натрия (тоже 1 экв/л = 0,5 моль/л), 6 больших пробирок (на 25 мл каждая), большой стакан из стекла или устойчивого к горячей воде пластика, секундомер.

Вначале проделайте опыт качественно: слейте в пробирке по 2 мл растворов серной кислоты и тиосульфата натрия. Наблюдайте, как быстро и в каком виде появляется сера. Сразу после опыта следует мыть пробирки – потом серу отмыть намного труднее.

Заготовьте растворы в нескольких парах пробирок, как указано в таблице. Растворы подобраны так, чтобы при сливании общий объём составлял 20 мл.

Рассчитайте для каждой пары концентрацию ионов водорода и тиосульфата сразу после сливания растворов. Новая концентрация C получается из исходной C0 по формуле: С=С0·V0 / VS . Тут в знаменателе – общий объём после сливания. Внесите эти данные в таблицу.

Приготовьте секундомер и приступайте к измерениям. Секундомер запускайте в момент сливания растворов (сразу перемешайте!) и останавливайте при появлении легкой мути (опалесценции). Её рекомендуется наблюдать на тёмном фоне.

Результаты измерений и расчётов заносите в таблицу.

По времени начала опалесценции (o) оценивают общую скорость реакции v=1/o. В данном случае v измеряют в обратных секундах (с–1).

N	Пробирка 1	Пробирка 2	Концентрации после сливания	Время помутнения	Скорость реакции
Пары	1 н. H2SO4	1 н. Na2S2O3	H2O	S2O32–, моль/л	H+, моль/л	o, c	v=1/ o, c–1
1	5 мл	5 мл	10 мл
2	5 мл	10 мл	5 мл
3	5 мл	15 мл	–
4	10 мл	5 мл	5 мл
5	15 мл	5 мл	–

По данным для пар 1, 2 и 3 постройте график зависимости v от исходной концентрации S2O32– (концентрация H+ при этом постоянна). Четвёртая точка – начало координат (при нулевой концентрации, естественно, и v=0).

Сравните, во сколько раз выросли концентрация S2O32– и скорость реакции.

Аналогично, по нулевой точке и данным для пар 1, 4 и 5 постройте график зависимости v от исходной концентрации H+ (при постоянном содержании S2O32–).

Сравните, во сколько раз выросли концентрация H+ и скорость реакции.

Выполняется ли закон действия масс? Чем отличаются порядок и молекулярность реакции? Что можно сказать о порядке изученной реакции?

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

Воздействие температуры на СХР также изучим на примере реакции тиосульфата натрия с серной кислотой.

Заготовьте две пары пробирок состава пары № 1 (первая строка таблицы в Опыте 1). Поставьте их в стакан с тёплой водой и термометром.

Подливая горячую или холодную воду в стакан, добейтесь, чтобы термометр показывал температуру на 10–12°C выше, чем комнатная, и чтобы растворы в пробирках имели ту же температуру. Нагретые растворы одной пары быстро слейте друг с другом, включите секундомер. Поместите пробирку со смесью обратно в стакан и отметьте время опалесценции.

Аналогичный опыт проведите со второй парой пробирок, нагревая её на 20–22 °C выше комнатной температуры.

После этого Вы имеете три измерения времени помутнения (измерение при комнатной температуре сделано в Опыте 1). Все сведения занесите в таблицу.

	№ опыта	Температура	1/T,	Время помутнения	v=1/o,	ln v
	t, oC	T, K	K–1	o, c–1	c–1

По полученным данным оцените температурный коэффициент скорости реакции g для каждого десятиградусного интервала и средний.

Выполняется ли правило Вант-Гоффа?

Что называют энергией активации?

Запишите уравнение Аррениуса в степенной и логарифмической форме. Как выглядит эта зависимость в координатах 1/T (абсцисса) – ln v (ордината)?

Для проверки закона Аррениуса рассчитайте для всех трёх температур 1/T (в K–1, оставляйте по 5 цифр после запятой) и ln v (в с–1, оставляйте по 2 цифры после запятой). Постройте график, отложив первую величину по оси OX, вторую – по оси OY.

Следует соблюдать масштаб. Положение нуля здесь не важно, поэтому отсчёт по осям начинают с любого приемлемого значения. Отметки на осях должны быть "круглые", удобочитаемые, в районе экспериментальных значений.

Например, по оси 1/T удобны отметки 0,0,0,0,0034. По оси ln v удобны отметки –3 .. –2 .. –1снизу вверх). На бумаге в клетку между отметками следует оставлять две или пять клеток. Не нужно загромождать оси отметками и подписями экспериментальных значений.

Выполняется ли в Вашем эксперименте закон Аррениуса?

ОПЫТ 3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Опишите гомогенные и гетерогенные системы.

В гетерогенной системе реакция идёт на поверхности раздела фаз. Поэтому влияет площадь поверхности соприкосновения, а также скорость подвода исходных веществ и отвода продуктов реакции.

Изучим воздействие этих факторов на примере реакции карбоната кальция (в виде мрамора) с соляной кислотой.

Приготовьте три навески мрамора равной массы (примерно по 0,5 г). Первая навеска должна быть в виде крупных кусочков, две другие – в виде тонкого порошка.

Оцените визуально средний диаметр частиц d в кусках и в порошке.

Если все частицы имеют одинаковую форму (а внутри каждой навески – и одинаковый размер), то связь между размером одной частицы и общей площадью всех частиц простая:

S1/S2 = d2/d1.

Цифра 1 соответствует мелким частицам, 2 – крупным.

Скорость реакции v обратно пропорциональна времени растворения t. Поэтому ожидается, что будет примерно выполнено соотношение:

t2/t1 = d2/d1.

Высыпьте навески в три чистые пробирки. Добавьте к первой из них 5 мл 10%-ной HCl и измерьте время от начала реакции до полного растворения.

Последовательно проделайте тот же опыт со второй и третьей навесками. В последнем случае всё время интенсивно взбалтывайте пробирку. Внимательно следите за ходом реакции.

Сравните данные для трёх навесок и сопоставьте отношение диаметров частиц навесок и отношение времён растворения.

Опишите, как влияют различные факторы на скорость данной гетерогенной реакции.

ОПЫТ 4. Влияние изменения температуры на химическое равновесие

Что называют химическим равновесием? Сформулируйте принцип Ле-Шателье в общем виде. Как влияет катализатор на состояние равновесия?

Что называют константой равновесия? Как её записывают для реакций в растворе и для реакций с участием газов?

В опыте используют замкнутый сосуд, состоящий из двух колб, соединённых трубкой. Сосуд наполнен оксидом азота (+4), который можно получить реакцией меди с концентрированной азотной кислотой:

Cu+4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Сформулируйте принцип Ле-Шателье для тепловых воздействий.

Поместите одну колбу сосуда в стакан с кипятком, другую колбу – в стакан с ледяной водой. Обратите внимание на изменение окраски в каждой колбе. Это связано со смещением равновесия:

2NO2 N2O4.

Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия.

Поскольку мономер (NO2) тёмный, а димер (N2O4) бесцветный, ослабление окраски означает смещение равновесия вправо, а усиление окраски – влево.

Поменяйте местами стаканы. Как изменилась окраска газовой смеси в колбах?

Сделайте вывод о влиянии температуры на данное равновесие. Пользуясь принципом Ле-Шателье, определите знак теплового эффекта прямой реакции.

Применив следствие из закона Гесса, посчитайте стандартные изменения энтальпии и энтропии в прямой реакции.

По этим данным найдите стандартное изменение энергии Гиббса и значения константы равновесия при 10 и 90 °C. Сопоставьте результаты расчёта с наблюдениями.

ОПЫТ 5. Влияние изменения концентраций на химическое равновесие

Сформулируйте принцип Ле-Шателье для концентраций.

Воздействие концентраций на равновесие изучим на примере реакции хлорида железа (+3) с роданидом калия. Для реакций в растворах смещение равновесия анализируют по ионным уравнениям.

Обычно полное уравнение реакции представляют так:

FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl.

Этому молекулярному уравнению можно сопоставить разные ионные.

Если считать, что хлорид железа полностью распадается на ионы, а роданид железа совсем не распадается, получается следующее сокращённое ионное уравнение:

Fe3+ + 3SCN– Fe(SCN)3.

Частичной диссоциации обеих солей железа отвечают другие ионные уравнения, например, такое:

FeCl2+ + 2SCN– Fe(SCN)2+ + Cl–.

Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия.

В пробирку налейте 10 мл раствора KSCN и прибавьте 1–2 капли разбавленного раствора FeCl3. Должен получиться слабоокрашенный раствор. Его разделите на 4 равные порции.

К первой порции прибавьте концентрированный раствор FeCl3. Во вторую порцию всыпьте ложечку сухого KSCN. К третьей порции добавьте ложечку сухого KCl или влейте 1–2 мл концентрированной HСl. Четвёртая пробирка предназначена для сравнения (исходное состояние).

Единственным ярко окрашенным веществом в системе является соединение ионов железа и роданида.