Лабораторная работа №1 Энергетика химических процессов. Определение теплового процесса реакции нейтрализации



страница1/6
Дата09.05.2018
Размер1 Mb.
ТипЛабораторная работа
  1   2   3   4   5   6

Лабораторные работы по химии для направления подготовки лесное дело
Лабораторная работа №1

Энергетика химических процессов. Определение теплового процесса реакции нейтрализации.

Цель работы:

  1. Научиться выполнять калориметрические измерения.

  2. Освоить навыки термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.

Содержание работы:

1. Экспериментально определить тепловой эффект реакции нейтрализации.

2. Проверить выполнение закона Гесса.

3. Определить относительную и абсолютную погрешности измерения.



Приборы и реактивы: калориметр, мерные цилиндры, воронка, термометр, секундомер или песочные часы, растворы гидроксида натрия с концентрацией С(NaОН) = 2 моль/л и серной кислоты С(Н2SO4) = 1 моль/л.

Краткие теоретические сведения.

Любые химические реакции всегда сопровождаются теми или иными энергетическими эффектами: выделением или поглощением теплоты, света, совершением электрической или механической работы. Изучением энергетических изменений при химических реакциях занимается наука, называемая химической термодинамикой. Особенностью химической термодинамики как науки является рассмотрение химических реакций в состоянии равновесия, когда реакция либо не началась, либо уже закончилась, и изменения во внешней среде отсутствуют.

Химическая термодинамика базируется на двух основных законах. Первый закон термодинамики известен как закон сохранения энергии. Изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством выделенной теплоты и совершенной работы.  U = Q - А

Количество теплоты выделившейся или поглощенной в результате химической реакции называется тепловым эффектом. Экзотермическая реакция – теплота выделяется, эндотермическая – поглощается.

Чаще всего в биологических системах химические превращения протекают при постоянном давлении ( изобарные процессы) в этом случае тепловой эффект реакции будет равен изменению внутренней энергии системы плюс работа над внешним давлением рV: Q = U + pV

Сумма U + pV называется энтальпией и является функцией состояния системы или мерой ее теплосодержания.

Для химической реакции протекающей при постоянном давлении энтальпия равна тепловому эффекту.

За стандартную энтальпию образования принимают энтальпию той реакции, в которой 1 моль вещества образуется из простых веществ, каждое из которых находится в термодинамическом состоянии.



Закон Гесса и следствия из него.

Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния системы но не зависит ни от пути протекания реакции, ни от ее механизма.

Следствия закона Гесса.

1) изменение энтальпии химической реакции не зависит от числа промежуточных стадий

2) энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.

Теплота нейтрализации  это тепловой эффект реакции образования 1 моль H2O из ионов Н+ и ОН

H+ (р-р) + OH (р-p) = Н2О; H298 = -55,9 кДж/моль

При нейтрализации сильных кислот сильными основаниями тепловой эффект этого процесса почти одинаков в расчете на 1 моль эквивалента кислоты или щелочи.

Экспериментальное определение Н нейтрализации осложнено тем, что при сливании растворов имеет место процесс разбавления:

разбавл) = Hнейтр + Hразб. Нейтрализация слабой кислоты или слабого основания сопровождается гидролизом образующейся соли, в результате чего изменяется концентрация ионов Н+ и ОН в растворе, следовательно и тепловой эффект процесса будет иным.

Методические рекомендации и описание лабораторной установки


С целью проверки справедливости закона Гесса, в данной работе проводим реакцию нейтрализации Н2SO4 щелочью NaOH в две стадии.

Результатом реакции первой стадии (при недостаточном количестве NaOH)

Н2SO4 + NaOH = NaHSO4 + Н2О; H1

является раствор гидросульфата натрия NaHSO4 в воде.

Результатом реакции по второй стадии

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O(ж); H2

является образование сульфата натрия.

В каждой стадии температура увеличивается по сравнению с температурой исходного вещества (раствора Н2SO4). Поэтому происходит изменение энтальпии в процессе реакции. Его мы можем определить для каждой стадии по формуле:

H = К Т/n (кДж/моль),

где К= 0,96 кДж/моль  постоянная калориметра (количество теплоты, необходимое для нагревания калориметра с термометром, мешалкой, раствором Н2SO4 на 1 К);

n = СV  количество вещества;

С  молярная концентрация вещества;

V  объем раствора.

Общее количество теплоты, выделившейся в результате реакции, будет равно сумме изменений энтальпий каждой стадии: Hэксп = H1 + H2.

Для определения погрешности измерения теплового эффекта воспользуемся формулой:  = (Hэксп  Hист./ Hист.)  100%.

За Hист принимаем табличное значение H для реакции, протекающей в одну стадию:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O(ж) + 137,43 кДж/ моль;

Порядок выполнения работы.


  1. Налить в один цилиндр 100 мл одномолярного раствора H2SO4.

  2. Налить в два цилиндра по 50 мл двумолярного раствора NaOH.

  3. Залить в калориметр 100 мл одномолярного раствора H2SO4.

  4. Включить мешалку.

  5. В течение 5 минут через каждые 60 секунд снимать показания термометра и заносить значения температуры в первую строку таблицы №1

  6. Влить в калориметр 50 мл двумолярного раствора NaOH из первого цилиндра.

  7. В течение 5 минут снимать показания термометра через каждые 60 секунд и заносить во вторую строку таблицы №1.

  8. Влить в калориметр 50 мл двумолярного раствора NaOH. В течение 5 минут снимать показания термометра через каждые 60 секунд и заносить их в третью строку таблицы №1.

  9. Рассчитать значения H для каждой стадии реакции и занести в таблицу №2.

  10. Вылить отработанные растворы, посуду вымыть. Сдать рабочее место лаборанту.
Схема лабораторной установки

Рис. 1. Схема калориметра:

1  включатель мешалки; 2  термоизолирующие стаканы;

3  реакционный стакан; 4  термометр; 5  электродвигатель мешалки;

6  штатив; 7  воронка; 8  мешалка; 9  основание штатива.

Основной частью лабораторной установки является калориметр, представляющий собой изолированный от окружающей среды внутренний сосуд (3). Для измерения температуры реагирующих веществ используется ртутный термометр (4). Перемешивание раствора осуществляется мешалкой (8) с помощью электродвигателя (5). Воронка (7) служит для заливки растворов.



Таблица 1

t, мин

1

2

3

4

5

t C, H2SO4
















TC, 1 стадии
















TC, 2 стадии
















Таблица 2

1 стадия

2 стадия

Tнач =

tкон =

tнач =

tкон =

t =

t =

Н1 =

Н2 =

Cодержание отчета:

  1. Тема и цель работы.

  2. Химические уравнения реакций.

  3. Таблицы №1 и №2.

  4. Расчеты H и погрешности  %.

  5. Выводы по проделанной работе.

Контрольные вопросы:

  1. Основные понятия термодинамики (термодинамическая система, параметры системы, фаза, компоненты системы, процесс). Классификация термодинамических систем.

  2. Внутренняя энергия вещества. Функцией каких параметров является внутренняя энергия вещества? Первое начало термодинамики. Применение первого начала термодинамики к биологическим системам.

  3. Энтальпия как функция состояния. Стандартные условия в термодинамике. Изменение энтальпии в различных химических и физико-химических процессах.

  4. Тепловой эффект химической реакции. Особенности термохимических уравнений и расчетов по ним. Закон Гесса и следствия из него.

  5. Второй закон термодинамики. Понятие энтропии.

  6. Свободная энергия Гиббса как критерий самопроизвольного протекания реакции.

Лабораторная работа № 2

Теории растворов.

Часть А. Приготовление растворов заданной концентрации.

Цель работы:

  1. Научится готовить растворы заданной концентрации.

  2. Приобретение навыков расчета и перерасчета концентраций растворов.

Содержание работы:

  1. Приготовления растворов различной концентрации из сухой соли.

  2. Приготовления растворов из более концентрированного раствора.

  3. Приготовления растворов смешением двух растворов разных концентраций.

  4. Перерасчет массовой доли растворов в молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, в моляльность.

Приборы и реактивы: мерные колбы (конические на 250 мл); мерные цилиндры на 50, 100 и 250 мл, стеклянные палочки, весы технохимические, разновесы, набор ареометров, хлорид натрия.

Методические рекомендации и описание лабораторной работы


а) Приготовление раствора NaCl заданной концентрации из навески

сухого вещества

Порядок работы:

1. Получить задание от преподавателя: приготовить определенное количество (100500 мл) раствора хлорида натрия с концентрацией 515%.

2. Рассчитать необходимую для приготовления заданного объема раствора навеску сухой соли и объем воды.

3. Отвесить навеску хлорида натрия на технохимических весах и перенести ее в колбу.

4. Отмерить необходимое количество воды мерным цилиндром и вылить воду в сосуд с сухой солью. Размешать смесь палочкой до полного растворения соли.

5. Для контроля правильности приготовления раствора измерить его плотность ареометром: в цилиндр емкостью 50/100 мл наливают полученный раствор (2/3 объема) и осторожно опускают туда ареометр (в присутствии преподавателя). Сравнивают реальную плотность с необходимой (таблица) и делают заключение о правильности выполнения работы.

6. Оформить протокол работы и выразить содержание хлорида натрия во всех единицах концентрации (%, молярная доля, массовая концентрация, титр, молярность, моляльность, нормальность).

7. Раствор хлорида натрия оставить для дальнейшей работы, использованную посуду вымыть.



б) Приготовление раствора NaCl разбавлением более концентрированного раствора

Порядок работы:

1. Получить от преподавателя задание  приготовить определенное количество (100500 мл) раствора хлорида натрия низкой концентрации (28%) из более концентрированного раствора.

2. Рассчитать объем концентрированного раствора, необходимого для приготовления заданного объема и количество добавочной воды.

3. Отмерить необходимое количество концентрированного раствора и добавочной воды, слить их в колбу и тщательно перемешать раствор.

4. Для контроля правильности приготовления раствора измерить его плотность ареометром в присутствии преподавателя.

5. Оформить протокол работы и выразить содержание хлорида натрия во всех единицах концентрации.

6. Раствор хлорида натрия оставить для дальнейшей работы, использованную посуду вымыть.

в) Приготовление раствора NaCl смешением двух растворов заданных концентраций

Порядок работы:

1. Получить от преподавателя задание.

2. Рассчитать требуемые объемы обоих растворов, необходимых для приготовления заданного раствора.

3. Отмерить рассчитанные количества смешиваемых растворов и смешать их в колбе.

4. Для контроля правильности расчетов и приготовления раствора измерить его плотность ареометром в присутствии преподавателя.

5. Оформить протокол работы и выразить содержание хлорида натрия во всех единицах концентрации.

6. Вылить растворы хлорида натрия, посуду вымыть. Сдать рабочее место лаборанту.

Cодержание отчета:


  1. Тема и цель работы.

  2. Расчеты по каждой части работы.

  3. Значения плотностей: теоретическое (из таблицы) и экспериментальное.

  4. Расчет погрешности  % приготовления растворов.

  5. Выводы по проделанной работе.

Контрольные вопросы:

  1. Какие способы выражения концентрации растворов вам известны?

  2. Как перейти от одного вида концентрации к другому (на конкретном примере)?

  3. Какие существуют способы приготовления растворов?

  4. Опишите ход работы по любому способу приготовления растворов.

Часть Б. Ионные реакции в растворах, гетерогенные равновесия в растворах электролитов (экспериментальное определение направления химических реакций).

Цель работы:

  1. Ознакомление с общими свойствами малорастворимых электролитов.

  2. Приобретение навыков расчета произведения растворимости и растворимости осадков сильных электролитов.

Содержание работы:

  1. Определение реакции среды при гидролизе солей.

  2. Изучение влияния температуры на гидролиз.

  3. Изучение условий образования осадков малорастворимых сильных электролитов и их растворимости.

  4. Расчет рН солей подвергающихся гидролизу.

Приборы и реактивы:

1) штативы для пробирок, пробирки на 10 мл, пипетки.

2) 2 н растворы: хлорида кальция, хлорида натрия, хлорида бария, оксалата аммония, соляной кислоты, нитрата бария, хромата калия, уксусной кислоты, нитрата серебра, сульфида натрия.


Каталог: images -> stories -> kalininaev
kalininaev -> Михеева л. А., Брынских г. Т. Лабораторно практические работы по органической химии
kalininaev -> Лабораторные работы по дисциплине «Наноматериалы в химии и медицине» Работа cинтез и оптические свойства водных растворов наночастиц золота
kalininaev -> Лабораторная работа №1 «Водород. Получение и свойства» опыт получение водорода из воды
kalininaev -> Лабораторная работа №1 Лабораторная посуда Цель : ознакомление с лабораторной посудой
kalininaev -> Тема постулятивные основы термодинамики работа 1 Определение теплоты растворения соли
kalininaev -> Лабораторная работа №1 Энергетика химических процессов. Определение теплового процесса реакции нейтрализации
kalininaev -> Михеева л. А., Брынских г. Т. Лабораторно практические работы по органической химии


Поделитесь с Вашими друзьями:
  1   2   3   4   5   6


База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница