Основные классы неорганических соединений
Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.
| Рубрика | Химия |
| Вид | методичка |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 13.02.2014 |
| Размер файла | 659,5 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение
Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений
Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка
Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации
Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции
Лабораторная работа 5. Катализ
Лабораторная работа 6. Химическое равновесие
Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты
Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов
Лабораторная работа 9. Гидролиз солей
Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы
Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции
Лабораторная работа 12. Коррозия металлов
Лабораторная работа 13. Электролиз
Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов
Лабораторная работа 15. Комплексные соединения
Лабораторная работа 16. S -металлы
Лабораторная работа 17. Жесткость воды
Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец
Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка
Лабораторная работа 20. Хром
Лабораторная работа 21. Марганец
Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель
Лабораторная работа 23. Галогены
Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода
Лабораторная работа 25. Сера
Лабораторная работа 26. Азот
Лабораторная работа 27. Углерод, кремний
Лабораторная работа 28. Углеводороды
Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны
Лабораторная работа 30. Органические кислоты
Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекулярных материалов
Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол
Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов
Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы
Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли
Заключение
Библиографический список
Приложение А (Требования к оформлению отчета по лабораторной работе)
Приложение Б (Табл. 1, табл. 2, табл. 3, табл. 4, табл. 5)
ВВЕДЕНИЕ
При изучении химии большое значение имеет лабораторный практикум. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на те или иные явления, запомнить свойства веществ, а также способствует выработке методологии химического мышления. В процессе лабораторных занятий по химии складываются навыки проведения химического эксперимента, организации рабочего места, соблюдения правил техники безопасности.
Предлагаемый лабораторный практикум написан в соответствии с программами по химии, раработанными на основе ФГОС третьего поколения. Учитывая, что химическая подготовка бакалавров ряда направлений ограничивается лишь общим курсом химии, в предлагаемый лабораторный практикум включены работы по важнейшим разделам физической, органической (в том числе по высокомолекулярным соединениям), коллоидной и аналитической химии.
Каждая лабораторная работа включает цель, задание, теоретическое введение, описание опытов. При описании опытов авторы ставили перед собой задачу привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому после каждого опыта сформулированы требования, в которых поставлен ряд вопросов и даны указания о том, на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т. д.
Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях опыты могут быть групповыми.
При изучении курса химии большое значение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев прочного усвоения теоретических и практических знаний. Поэтому после каждой работы приведены примеры решения типовых задач и варианты индивидуальных заданий, выполнение которых студент должен представить при защите лабораторных работ.
Лабораторные работы 1, 2, 8, 9, 10, 11, 17 написаны В.П. Зуевой; 3, 4, 5, 6, 7, 15, 35 - З.Н. Топшиноевой; 12, 13, 22, 28, 29, 30, 31 - Е.Г. Филатовой; 16, 18, 19, 20, 21, 33, 34 - О.В. Кузнецовой; 14, 23, 24, 25, 26, 27, 32 - Ю.Н. Пожидаевым.
Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета. Требования к оформлению отчета приведены в приложении А.
Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений
Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.
Задание: провести опыты по получению основного и кислотного оксидов, основания, кислоты, основной соли, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные (табл. 1.1).
Таблица 1.1
Химические свойства оксидов
|
Взаимодействие оксидов |
Оксиды |
|||
|
Основные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаО |
Кислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3 |
Амфотерные ВеО, ZnO, PbO, MnO2, SnO, Al2O3, Cr2O3 |
||
|
С водой |
Реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOH |
Образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4 |
Не взаимодействуют |
|
|
С кислотами или основаниями |
Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = = CаCl2 + H2O |
Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = = BaCO3 + H2O |
Взаимодействуют с кислотами как основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O и с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH K2BeO2 + H2O; BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OН)4] |
|
|
Между собой |
При взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4 |
Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом:
2Са + O2 = 2СаO; С + O2 = СО2.
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO3, HCl, H2SO4, Н3РО4).
Кислоты взаимодействуют
1. С основаниями с образованием соли и воды:
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.
2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2HCl + ВаO = ВаCl2 + H2O;
3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.
3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:
H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4v + 2HNO3.
Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3).
Основания взаимодействуют
1. С кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.
2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2KOH + N2O5 = 2KNO3 + H2O;
2NaOH + Al2O3 + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4];
2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и нового основания:
2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2v + 2NaCl.
Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2^;
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:
Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3v + 3K2SO4.
Соли - это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.
Средние соли (К2SO4, Na3PO4) - это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотные остататки:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2Н2О.
Кислые соли (Сa(HCO3)2, Nа2НРО4) - это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O.
Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, например H2SO4, Н3РО4, Н2СО3, H2S.
Основные соли (СuOHNO3, AlOHCl2) - это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки:
Fe(ОН)3 + HNO3 = Fe(OH)2NO3 + 2Н2О;
Fe(ОН)3 + 2HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2Н2О.
Основные соли образуют только многокислотные основания, например Сu(OH)2, Fe(OH)3, Mg(ОН)2.
Выполнение работы
Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов (групповой)
Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместить в две пробирки. В одну прилить 1-2 мл воды, хорошо взболтать и добавить 1-2 капли фенолфталеина. В какой цвет он окрашивается? В другую пробирку добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и нагреть на спиртовке до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
2. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет оксида магния.
Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)
(Проводить в вытяжном шкафу!) Поместить в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагреть на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднести к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается?
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
2. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет
оксид серы (IV).
Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами
В две пробирки поместить немного оксида цинка и прилить в одну пробирку соляной кислоты, а в другую - концентрированный раствор щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогреть.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.
2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах оксида цинка.
Опыт 4. Получение и свойства оснований
Налить в пробирку 1-2 мл раствора сульфата никеля NiSO4 прибавить столько же раствора щелочи NaOH. Наблюдать образование студенистого осадка. Отметить его цвет. Содержимое пробирки поделить на две части. Испытать растворимость осадков в кислоте и щелочи.
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.
2. На основании проделанного опыта cделать вывод, какие свойства (кислотные или основные) проявляет Ni(OH)2.
Опыт 5. Получение основных солей
К 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) добавить концентрированный раствор щелочи до образования розового осадка гидроксида кобальта (II). К осадку прилить по каплям раствор соляной кислоты. Наблюдать образование синего осадка основной соли. Затем добавить избыток кислоты до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнение реакции получения гидроксида кобальта (II).
2. Составить уравнение реакции получения основной соли CoOHCl.
3. Написать уравнение реакции растворения CoOHCl в избытке кислоты.
Примеры решения задач
Пример 1.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Na > NaOH > NaHS > Na2S > Na2SO4 > NaCl.
Решение. NaOH (гидроксид натрия) - основание (щелочь). Щелочи можно получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2^.
NaHS (гидросульфид натрия) - кислая соль. Кислые соли получаются при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:
H2S + NaOH = NaHS.
Na2S (сульфид натрия) - средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на кислую соль:
NaHS + NaОН = Na2S + H2O.
Na2SO4 (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) - средние соли. Средние соли можно получить взаимодействием кислоты и соли:
H2SO4 + Na2S = Na2SO4 + H2S^,
взаимодействием двух солей:
Na2SO4 + СаCl2 = 2NaCl + СaSO4v.
Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H2SO4: CO2; NaOH; BaCl2; HCl; Fe2O3. Написать уравнения соответствующих реакций.
Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO2 - кислотный оксид, NaOH - основание (щелочь), BaCl2 - соль, HCl ? кислота, Fe2O3 - основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O;
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4v + 2HCl.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
1.1. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
.
б). Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)2 и NaOH; Pb(OH)2 и KOH; H2SO4 и H2SO3; HCl и Na2S; HNO3 и MgO? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.2. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
FeCl2 > Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Fe2O3 > Fe2(SO4)3.
б). Какие из приведенных оксидов будут реагировать с HCl: N2O5; SO3; Al2O3; Cl2O7; ZnO; K2O? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.3. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
P > P2O5 > H3PO4 > Na3PO4 > Ca3(PO4)2.
б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида свинца (II): основные свойства PbO + HNO3 > …;
кислотные свойства PbO + KOH … .
1.4. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
N2 > NH3 > (NH4)2SO4 > NH4Cl > NH3 > NH4NO3.
б). Какие из приведенных оксидов реагируют с NaOH: MgO; Cl2O; Na2O; CrO3; CaO; CO2? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.5. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Si > SiO2 > K2SiO3 > H2SiO3 > SiO2.
б). Какие из указанных ниже веществ могут взаимодействовать с раствором KOH: HI; CuCl2; SO2; Ba(OH)2; SnO? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.6. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
CaSO3 < SO2 < S > FeS > H2S > KHS.
б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: Na2S; Fe2(SO4)3; K 3PO4.
1.7. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca > Ca(OH)2 > CaCO3 > CaCl2 > Ca3(PO4)2.
б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO3; CaHРO4; CuOHCl.
1.8. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Cu > CuO > Cu(NO3)2 > Cu(OH)2 > CuCl2.
б). Между какими из приведенных пар веществ возможна реакция: CO2 и SO2; LiOH и CO2; P2O5 и CaO; NaOH и KOH; Li2O и ZnO; Li2O и Na2O? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.9. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Cd > CdO > Cd(NO3)2 > Cd(OH)2 > CdSO4.
б). С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать серная кислота: HCl; BaCl2; MgO; CO2; NaOH; ZnO? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.10. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Zn > ZnCl2 > Zn(OH)2 > ZnO > K2ZnO2.
б). Написать уравнения реакций образования солей: Na2SO3; Fe2(SO4)3; Ba(NO3)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
1.11. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
S > SO2 > SO3 > H2SO4 > KHSO4 > K2SO4.
б). Составить уравнения реакций образования солей: CaCO3; Al2(SO4)3; Na3PO4 в результате взаимодействия основного и кислотного оксидов.
1.12. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Al > Al2(SO4)3 > Al(OH)3 > Al2O3 > KAlO2.
б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида олова (II): основные свойства SnO + HCl > …;
кислотные свойства SnO + KOH ….
1.13. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ba > BaO > Ba(OH)2 > Ba(NO3)2 > BaCO3 > BaCl2.
б). Какие из приведенных оксидов взаимодействуют с КОН: Na2O; CO2; Ga2O3; MgO; CuO; Mn2O7? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.14. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe(NO3)3 > Fe(OH)3 > Fe2O3 > FeO > FeCl2 > FeS.
б). Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры соответствующих реакций.
1.15. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Mg > MgSO4 > Mg(OH)2 > MgOHNO3 > Mg(NO3)2.
б). Составить уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ - калия, серы, водорода и кислорода, можно получить гидроксид калия КОН; сульфид калия K2S; сероводородH2S.
1.16. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
ZnSO4 < ZnO < ZnS > ZnCl2 > Zn(OH)2 > Na2ZnO2.
б). Написать уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить карбонат кальция CaCO3.
1.17. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
CuOHCl < Cu(OH)2 < CuSO4 < Cu > CuO > CuCl2.
б). Написать уравнения реакций образования K2CrO4, Mg(NO3)2, BaSO4, Ca(ClO)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
1.18. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe > FeSO4 > Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Fe2O3 > FeCl3.
б). Могут ли находиться совместно в растворе: Ba(OH)2 и FeCl3; HCl и H2S; NaOH и НBr; NaOH и KOH; HCl и Na2CO3? Дать обоснованный ответ и привести уравнения соответствующих реакций.
1.19. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Al > Al2O3 > AlCl3 > Al(OH)3 > NaAlO2.
б). Как, используя BaO, FeCl3, H2SO4, H2O, CuO, можно получить: гидроксид бария; гидроксид железа (III); сульфат меди (II)? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.20. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Pb > PbS > PbO > Pb(NO3)2 > Pb(OH)2 > K2PbO2.
б). Составить уравнения четырех реакций, в результате которых образуется бромид натрия NaBr.
Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка
Цель работы: изучить понятия «эквивалент», «молярная масса эквивалентов» и закон эквивалентов.
Задание: провести реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой и определить объем выделившегося водорода. На основании полученных данных вычислить массу водорода и молярную массу эквивалентов цинка. Выполнить требования к результату работы, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Эквивалент (Э) - это реальная или условная частица вещества, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Под реальной частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H2SO4, H2O), под условной - доли этих реальных частиц (Ѕ H2SO4, Ѕ H2O). Эквивалент - безразмерная величина, состав которой выражают с помощью знаков и формул. Например,
Э (NaOH) = NaOH; Э (H2SO4) = Ѕ H2SO4; Э (MgCl2) = Ѕ MgCl2; Э (Са) = Ѕ Са.
Единицей количества вещества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов - это количество вещества, содержащего 6,021023 эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Mэк) и выражается в г/моль.
При определении молярной массы эквивалентов необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.
Молярная масса эквивалентов вещества В, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле
,
где МВ - молярная масса вещества В; nз - число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.
Например, в реакции Mg0 + 2H+Cl = Mg+2Cl2 + H20 степень окисления магния изменяется от 0 до +2. Следовательно, магний теряет 2 электрона, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица Ѕ атома Mg:
Э (Mg) = Ѕ Mg ; Мэк (Mg) = = 12 г/моль.
У водорода степень окисления меняется от +1 до 0, а т.к. молекула водорода состоит из двух атомов, то число принятых электронов будет равно 2. Таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица Ѕ молекулы Н2:
Э (Н2) = Ѕ Н2 ; Мэк (Н2) = = 1 г/моль.
Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:
.
Выполнение работы
Определение молярной массы эквивалентов цинка проводится в приборе, изображенном на рисунке.
Рис. Прибор для определения молярной массы эквивалентов цинка
Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная ? со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В. Работу следует выполнять в следующем порядке. В колбу налить 10-15 мл соляной кислоты. Закрепить колбу в горизонтальном положении. Получить у преподавателя навеску цинка и поместить ее в сухое горло колбы. Закрыть колбу резиновой пробкой и проверить герметичность прибора. Для этого открыть зажим Д и с помощью резиновой груши вдуть воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закрыть зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылить и поставить его под трубку Г.
Наклонить колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и открыть зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, закрыть зажим, осторожно вынуть из приемника трубку Г (следить, чтобы из нее не вылилась вода) и измерить мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой. Записать показания барометра и термометра.
Требования к результатам работы
Исходные данные и результаты расчетов занести в табл. 2.1.
Таблица 2.1
Данные опыта и результаты расчетов
Масса цинкаm (Zn), г |
Объем выделившегося водорода V, л |
Условия опыта |
Масса водордаm (H2), г |
Молярная массаэквивалентов цинка |
||||
|
Температура Т, К |
Давление атмсферн.Р1, кПа |
Давл. водян. параР2, кПа |
практич. Мэк,пр.(Zn), г/моль |
теоретич.Мэк,т.(Zn), г/моль |
||||
Вычислить (все вычисления пояснить словами):
1. Массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева - Клапейрона:
, откуда ,
где P - парциальное давление водорода, кПа; V - объем выделившегося водорода, л; m - масса водорода, г; M - молярная масса водорода, г/моль; Т - температура опыта, К; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К).
В нашем опыте водород собирается над водой, содержит водяной пар, поэтому для вычисления парциального давления водорода нужно из величины атмосферного давления вычесть величину давления насыщенного водяного пара при температуре опыта (табл. 2.2): Р = Р1 - Р2.
2. Молярную массу эквивалентов цинка Мэк.пр.(Zn) по закону эквивалентов:
.
3. Теоретическое значение молярной массы эквивалентов цинка Мэк,т.(Zn):
Мэк,т.(Zn) = .
4. Относительную ошибку опыта Е (%):
.
Таблица 2.2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
|
Температура Т, К |
Давление водяного пара, кПа |
Температура Т, К |
Давление водяного пара, кПа |
Температура Т, К |
Давлениеводяного пара, кПа |
|
|
288 |
1,693 |
292 |
2,186 |
296 |
2,799 |
|
|
289 |
1,817 |
293 |
2,337 |
297 |
2,982 |
|
|
290 |
1,933 |
294 |
2,479 |
298 |
3,166 |
|
|
291 |
2,062 |
295 |
2,642 |
299 |
3,360 |
Примеры решения задач
Пример 2.1. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H2S и NaOH в реакциях:
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O; (1)
H2S + NaOH = NaHS + H2O. (2)
Решение. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле
Мэк (кислоты, основания) =,
где М - молярная масса кислоты или основания; n - для кислот - число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований - число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.
Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.
В реакции H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) оба иона водорода молекулы H2S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица Ѕ H2S. В этом случае
Э (H2S) = Ѕ H2S, а Мэк (H2S) = = 17 г/моль.
В реакции H2S + NaOH = NaHS + H2O (2) в молекуле H2S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица - молекула H2S. В этом случае
Э (H2S) = H2S, а Мэк (H2S) = =34 г/моль.
Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Молярная масса эквивалентов NaOH равна
Мэк (NaOH) = 40 г/моль.
Таким образом, эквивалент H2S в реакции (1) равен Ѕ H2S, в реакции (2) ?
1 H2S, молярные массы эквивалентов H2S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.
Пример 2.2. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов оксидов P2O5 и CaO в реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2.
Решение. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле
Мэк (оксида) =,
где М - молярная масса оксида; n - число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.
В реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2 эквивалент P2O5, образующего два трехзарядных аниона (РО4)3-, равен 1/6 P2O5, а Мэк (P2O5) = = 23,7 г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са2+), равен Ѕ СаО, а Мэк (СаО) = = 28 г/моль.
Пример 2.3. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН3, Р2О3 и Р2О5.
Решение. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться следующей формулой:
Мэк (элемента) = ,
где МА - молярная масса элемента; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления элемента.
Степень окисления фосфора в РН3, Р2О3, Р2О5 соответственно равна -3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р2О5 - 31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равен 1/3 Р, в соединении Р2О5 - 1/5 Р.
Пример 2.4. Рассчитать молярную массу эквивалентов соединений фосфора РН3, Р2О3 и Р2О5.
Решение. Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей:
Мэк (РН3) = Мэк (Р) + Мэк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;
Мэк (Р2О3) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;
Мэк (Р2О5) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.
Пример 2.5. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?
Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться следующей формулой:
,
где Vэк (газа) - объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (х) в одном моле газа: х = . Так, М (Н2) = 2 г/моль; Мэк (Н2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н2 содержится х = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (Т = 273 К, Р = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен Vэк (Н2) = 22,4/2 = 11,2 л. Аналогично М (О2) = 32 г/моль, Мэк (О2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О2 содержится х = 32/8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем Vэк (О2) = 22,4/4 = 5,6 л.
Подставив в формулу численные значения, находим, что Мэк (оксида) = г/моль.
Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид - это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода). Отсюда Мэк (металла) = Мэк (оксида) ? Мэк (кислорода) = 35,45 - 8 = 27,45 г/моль.
Молярная масса эквивалентов элемента (Мэк) связана с атомной массой элемента (МА) соотношением: Мэк (элемента) =, где с.о. ? степень окисления элемента. Отсюда МА = Мэк (металла) • с.о. = 27,452 = 54,9 г/моль.
Таким образом, Мэк (оксида) = 35,45 г/моль; Мэк (металла) = 27,45 г/моль; МА (металла) = 54,9 г/моль.
Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при нормальных условиях.
Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. х (О2) = х (N2) = х (NO2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О2 и 4 моль эквивалентов N2.
Азот изменяет степень окисления от 0 (в N2) до +4 (в NО2), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому
Мэк (N2) = = 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV): 28 г/моль N2 - 22,4 л
3,5 г/моль N2 - х
х = л.
Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N2, то их объем составляет V (N2) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V (O2) = 5,6•4 = 22,4 л.
Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.
Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.
Решение. Учитывая, что Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода), а Мэк (соли) = Мэк (металла) + Мэк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:
;
,
отсюда Мэк (металла) = 56,2 г/моль.
Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.
Решение. Приняв массу оксида за 100 %, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 - 68,42 = 31,58 %, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:
; Мэк (Cr) = г/моль.
Степень окисления хрома находим из соотношения ,
отсюда |c. o.| = = 3.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
2.1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).
2.2. Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9 % золота и 35,1 % хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль.
(Ответ: 3).
2.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакциях, идущих по уравнениям: Р2О5 + 3MgO = Mg3(PO4)2;
P2O5 + MgO = Mg(PO3)2.
(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль).
2.4. Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?
(Ответ: 0,5 моль).
2.5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу эквивалентов кислоты.
(Ответ: 41 г/моль).
2.6. Определить молярную массу эквивалентов металла и назвать металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода при нормальных условиях. Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).
2.7. Вычислить степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).
2.8. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)3 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O;
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O.
2.9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции?
(Ответ: 7,13 г).
2.10. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).
2.11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при нормальных условиях 8,4 л водорода. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла? (Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).
2.12. Вычислить степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).
2.13. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Н3РО4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:
Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О;
Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О;
Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О.
2.14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)
2.15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).
2.16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислить массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54 %).
2.17. Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH3, H2O, CH4.
2.18. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль. (Ответ: 12,15 г/моль).
2.19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалент, молярную массу эквивалентов и основность Н3РО4 в этой реакции. На основании расчета написать уравнение реакции.
(Ответ: Ѕ H3РО4; 49 г/моль; 2).
2.20. 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при нормальных условиях 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла. (Ответ: 35,5 г/моль).
Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации
Цель работы: изучить основные понятия термохимии (экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект, энтальпия, энтальпия образования вещества), закон Гесса и следствие из закона Гесса.
Задание: провести реакцию нейтрализации и определить повышение температуры. На основании полученных данных рассчитать изменение энтальпии и тепловой эффект реакции. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (чаще всего теплоты). Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты - эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект химической реакции обычно относят к молю продукта реакции и большей частью выражают в килоджоулях. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ДН. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается (ДН < 0), а при эндотермической - энтальпия системы увеличивается (ДН > 0).
Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то в этом случае энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ДН°.
Определение тепловых эффектов может быть осуществлено опытным путем с помощью калориметра или путем вычислений. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии ДН) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энтальпия реакции nА + mВ > рС + qD рассчитывается по формуле
ДН°х.р. = (рДf Н °С + qДf Н°D) ? (nДf Н°А + mДf Н°B),
где Дf Н° - стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.
Стандартной энтальпией образования вещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ.
Выполнение работы
Любая реакция нейтрализации сильной кислоты щелочью сводится к процессу Н+ + ОН? > Н2О.
Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из трех стаканов - внешнего и двух внутренних.
В сухой внутренний стакан калориметра с помощью мерного цилиндра налить 25 мл 1 н. раствора щелочи. В другой сухой стакан налить 25 мл 1 н. раствора серной кислоты. Опустить в раствор щелочи термометр. Записать температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влить кислоту в щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметить и записать максимальную температуру. Эту температуру считать конечной.
Требования к результатам работы
Полученные данные занести в табл. 3.1.
Таблица 3.1
Данные опыта и результаты расчетов
|
Температура Т, К |
Изменениеэнтальпии?Н, кДж |
?Н°нейтр.практ., кДж/моль |
?Н°нейтр. теор.,кДж/моль |
Относит. ошибка опытаЕ, % |
||
|
началь-ная |
конечная |
|||||
Вычислить (все вычисления пояснить словами):
1. Изменение энтальпии реакции ?Н по формуле ДH = ?V•с•c•ДТ,
где V - общий объем раствора, мл; с - плотность раствора, г/мл; с - теплоемкость раствора, Дж/(г•К); ДТ - разность между конечной и начальной температурами. Принять плотность раствора после нейтрализации равной 1г/мл, а теплоемкость его ? равной теплоемкости воды, т. е. 4,18 Дж/(г•К).
2. Тепловой эффект реакции нейтрализации ?Н°нейтр.практ. в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1 моль эквивалентов кислоты содержится в 1 л (1000 мл) раствора, а для реакции было взято 25 мл, то
ДHнейтр.практ. =.
3. Теоретическое значение изменение энтальпии реакции нейтрализации ?Н°нейтр. теор для уравнения Н+ + ОН? > Н2О.
Энтальпии образования (Дf Н°) для Н+, ОH? и Н2О соответственно равны 0; -230,2 и -285,8 кДж/моль.
4. Относительную ошибку опыта Е (%):
.
Примеры решения задач
При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. Б. 1.
Пример 3.1. Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена при нормальных условиях?
Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению
С2Н2 (г) + 5ЅО2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г).
Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл. Б.1, вычисляем тепловой эффект реакции:
,
°х.р. = [2(-393,5) + (-241,8)] ? [226,8 + 5Ѕ·0] = -1255,6 кДж.
Термохимическими называются уравнения химических реакций, в которых указано изменение энтальпии. Изменение энтальпии (тепловой эффект) записывают в правой части уравнения после запятой.
Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:
С2Н2 (г) + 5ЅО2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г), °х.р. = -1255,6 кДж.
Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С2Н2 выделяется 1255,6 кДж. Однако по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10/22,4 = 0,446 моль С2Н2, где 22,4 л/моль - мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С2Н2 выделится 0,446(1255,6) = 560 кДж теплоты.
Пример 3.2. Реакция идет по уравнению Fe2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к).
При восстановлении 48 г Fe2O3 выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислить тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe2O3.
Решение. Число молей Fe2O3, содержащихся в 48 г Fe2O3, составляет 48/160 = 0,3 моль, где 160 г/моль - молярная масса Fe2O3. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен -256,1/0,3 =
= -853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции:
Fe2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к), °х.р. = -853,8 кДж.
Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:
,
отсюда находим :
.
После подстановки справочных данных из табл. Б. 1 получаем:
= 20 - 1676 - 20 + 853,8 = -822,2 кДж/моль.
Таким образом, тепловой эффект реакции равен -853,8 кДж, а составляет -822,2 кДж/моль.
Пример 3.3. Исходя из термохимических уравнений:
Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж), ДН°(1) = -187 кДж; (1)
Н2О2 (ж) + Н2 (г) = 2Н2О (г), ДН°(2) = -297 кДж; (2)
Н2О (г) = Н2О (ж), ДН°(3) = - 44 кДж, (3)
рассчитать значение стандартной энтальпии реакции образования Н2О (ж).
Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить: Н2 (г) + ЅО2 (г) = Н2О (ж), ДН°(4) - ? (4)
В уравнения (1), (2), (3) входят Н2О2 (ж) и Н2О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравнение (3) на 2 и сложим все три уравнения:
Н2 (г) + О2 (г) + Н2О2 (ж) + Н2 (г) + 2Н2О (г) = Н2О2 (ж) + 2Н2О (г) + 2Н2О (ж). (5)
После преобразования уравнения (5) и деления его на 2 получаем искомое уравнение (4). Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами:
.
В результате получаем кДж,
т. е. энтальпия образования Н2О (ж): = -286 кДж/моль.
Пример 3.4. В каком направлении будет протекать при стандартных условиях реакция СН4 (г) + СО2 (г) - 2СО (г) + 2Н2 (г)?
Решение. Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (?G). Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Формула для расчета изменение энергии Гиббса изучаемой реакции имеет вид
.
Значения Дf G° берем из табл. Б. 1 и получаем
Дf G° = [2•(-137,1) + 2•0] ? [(-50,8) + (-394,4)] = +171 кДж.
При р = const, T = const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ?G < 0, то реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ?G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ?G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.
Так как ?G°х.р. = +171 кДж, т.е. ?G > 0, то самопроизвольное протекание данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях невозможно.
Пример 3.5. Определить изменение энтропии в стандартных условиях для реакции, протекающей по уравнению
С (графит) + 2Н2 (г) = СН4 (г).
Решение. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (?S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
.
Подставляем в формулу справочные данные из табл. Б. 1 и получаем:
?S°х.р. = 186,2 ? (5,7 + 2•130,6) = -80,7 Дж/К.
Пример 3.6. По значениям стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ, участвующих в реакции, вычислить изменение энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению
СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г).
Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при температуре Т можно вычислить по уравнению
?G°х.р. = ?Н°х.р. - Т?S°х.р..
Тепловой эффект реакции ?Н°х.р. и изменение энтропии ?S°х.р. определяем по следствию из закона Гесса:
;
.
Используя справочные данные табл. Б. 1, получаем:
?Н°х.р. = [(-393,5) + 0] ? [(-110,5) + (-285,8)] = +2,8 кДж;
?S°х.р. = (213,7 + 130,6) ? (197,5 + 70,1) = +76,7 Дж/К.
Изменение энергии Гиббса в химической реакции:
?G°х.р. = ?Н°х.р. - Т?S°х.р.; Т = 298 К;
?G°х.р. = 2,8 ? 298•76,7•10-3 = -20,05 кДж.
Пример 3.7. Определить температуру, при которой установится равновесие в системе
СаСО3 (к) СаО (к) + СО2 (г).
Решение. При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ?H°х.р. = Т?S°х.р., что является условием равновесного состояния системы. Отсюда можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов:
.
Сначала вычисляем ?Н°х.р. и ?S°х.р. по формулам:
;
.
Используя справочные данные табл. Б. 1 получаем:
°х.р. = [- 635,5 + (-393,5)] - (-1207,1) = 178,1 кДж;
S°х.р. = (39,7 + 213,7) - 92,9 = 160,5 Дж/К или 0,1605 кДж/К.
Отсюда температура, при которой устанавливается равновесие:
Травн. = 178,1/0,1605 = 1109,5 К.
Пример 3.8. Вычислить °х.р., ?S°х.р. и G°T реакции, протекающей по уравнению Fe2O3 (к) + 3C (к) = 2Fe (к) + 3CO (г). Возможна ли реакция
восстановления Fe2O3 углеродом при температуре 298 и 1000 К?
Решение. Вычисляем °х.р. и S°х.р.:
,
°х.р. =[3(-110,5) + 2·0] - [-822,2 + 3·0] = -331,5 + 822,2 = +490,7 кДж;
,
S°х.р. = (2·27,2 + 3·197,5) - (89,9 + 3·5,7) = 539,9 Дж/К или 0,540 кДж/К.
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения G°х.р. = °х.р. - ТS°х.р..
G°298 = 490,7 - 2980,540 = +329,8 кДж;
G°1000 = 490,7 - 10000,540 = -49,3 кДж.
Так как G°298 > 0, а G°1000 < 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 298 К.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
3.1. а). Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СО (г) и Н2 (г), в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л СО при нормальных условиях? (Ответ: -206,2 кДж; 920,5 кДж).
б). Прямая или обратная реакция будет протекать при 298 К в системе
2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)?
Ответ обосновать, вычислив ?G°х.р..
3.2. а). Реакция горения этилена выражается уравнением
С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г).
При сгорании 1 л С2Н4 при нормальных условиях выделяется 59,06 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования этилена.
(Ответ: 52,3 кДж/моль).
б). Пользуясь значениями ДН°х.р. и ДS°х.р., вычислить ?G° реакции при 298 К
С (графит) + О2 (г) = СО2 (г). (Ответ: -394,4 кДж).
3.3. а). Сожжены с образованием H2O (г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ: 5,2).
б). Исходя из стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислить ?G°х.р. для реакции, протекающей по уравнению Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? (Ответ: 20 кДж).
3.4. а). Вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена при нормальных условиях, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды. (Ответ: 9248,8 кДж).
б). Возможна ли при стандартных условиях реакция
4Al (к) + 3CO2 (г) = 2Al2O3 (к) + 3C (к)?
Ответ обосновать, вычислив ?G°х.р..
3.5. а). Газообразный этиловый спирт С2H5OH можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Вычислить тепловой эффект этой реакции и написать термохимическое уравнение. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л этилена при нормальных условиях?
(Ответ: -45,8 кДж; 204,5 кДж).
б). Вычислить изменение энтропии реакции, протекающей по уравнению
С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г). (Ответ: ?29,6 Дж/К).
3.6. а). Вычислить, какое количество теплоты выделилось при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
(Ответ: 2554,5 кДж).
б). Рассчитать ?G° реакции, протекающей по уравнению
N2 (г) + 2H2O (ж) = NH4NO2 (к),
и сделать вывод о возможности ее протекания. = 115,9 кДж/моль.
(Ответ: 590,5 кДж).
3.7. а). При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,27 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования Са(ОН)2.
(Ответ: -986,2 кДж/моль).
б). Вычислить S° следующих реакций: С (графит) + СО2 (г) = 2СО (г); С (графит) + О2 (г) = СО2 (г). (Ответ: 175,6 Дж/К; 3 Дж/К).
3.8. а). При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить стандартную энтальпию образования СuO. (Ответ: -162 кДж/моль).
б). Вычислить, при какой температуре наступит равновесие системы
СО (г) + 2Н2 (г) - СН3ОН (ж). (Ответ: 386 К).
3.9. а). Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + СO2 (г), ?Н° = -19,2 кДж;
СO (г) + ЅO2 (г) = СO2 (г), ?Н° = -283 кДж;
H2 (г) + ЅO2 (г) = H2O (г), ?Н° = -241,8 кДж.
(Ответ: 22 кДж).
б). Реакция горения ацетилена идет по уравнению
С2Н2 (г) + 5ЅО2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (ж).
Вычислить ?G°х.р. и ?S°х.р. Объяснить уменьшение энтропии в результате этой реакции. (Ответ: ?1235,3 кДж; ?215,8 Дж/К).
3.10. а). Вычислить стандартную энтальпию образования NO из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:
4NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6Н2О (ж), ?Н° = -1168,80 кДж;
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж), ?Н° = -1530,28 кДж.
(Ответ: 90,37 кДж).
б). При какой температуре наступит равновесие системы
СН4 (г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г), ?Н°х.р. = +247,4 кДж.
(Ответ: 965,2 К).
3.11. а). Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению PbO2 (к) + H2 (г) = PbO (к) + H2O (г), ?Н°х.р. = ?182,5 кДж. Вычислить стандартную энтальпию образования PbO2. (Ответ: ?276,6 кДж/моль).
б). Вычислить, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению
Подобные документы
Определение свойств химических элементов и их электронных формул по положению в периодической системе. Ионно-молекулярные, окислительно-восстановительные реакции: скорость, химическое равновесие. Способы выражения концентрации и свойства растворов.
контрольная работа [58,6 K], добавлен 30.07.2012Протекание химической реакции в газовой среде. Значение термодинамической константы равновесия. Расчет теплового эффекта; ЭДС гальванического элемента. Определение массы йода; состава равновесных фаз. Адсорбция растворенного органического вещества.
контрольная работа [747,3 K], добавлен 10.09.2013Определение константы равновесия реакции. Вычисление энергии активации реакции. Осмотическое давление раствора. Схема гальванического элемента. Вычисление молярной концентрации эквивалента вещества. Определение энергии активации химической реакции.
контрольная работа [21,8 K], добавлен 25.02.2014Реакции, протекающие между ионами в растворах. Порядок составления ионных уравнений реакций. Формулы в ионных уравнениях. Обратимые и необратимые реакции обмена в водных растворах электролитов. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ.
презентация [1,6 M], добавлен 28.02.2012Составление формул соединений кальция с водородом, фтором и азотом. Определение степени окисления атома углерода и его валентности. Термохимические уравнения реакций, теплота образования. Вычисление молярной концентрации эквивалента раствора кислоты.
контрольная работа [46,9 K], добавлен 01.11.2009Понятие окисления и восстановления. Типичные восстановители и окислители. Методы электронного и электронно-ионного баланса. Восстановление металлов из оксидов. Химические источники тока. Окислительно-восстановительные и стандартные электродные потенциалы.
лекция [589,6 K], добавлен 18.10.2013Окислительно-восстановительные реакции. Колебательные химические реакции, история их открытия. Исследования концентрационных колебаний до открытия реакции Б.П. Белоусова. Математическая модель А.Лоткой. Изучение механизма колебательных реакций.
курсовая работа [35,4 K], добавлен 01.02.2008Классификация и закономерности протекания химических реакций. Переходы между классами неорганических веществ. Основные классы бинарных соединений. Оксиды, их классификация и химические свойства. Соли, их классификация, номенклатура и химические свойства.
лекция [316,0 K], добавлен 18.10.2013Положения теории окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Кислородсодержащие соли элементов. Гидриды металлов. Метод электронного баланса. Особенности метода полуреакций. Частное уравнение восстановления ионов.
презентация [219,3 K], добавлен 20.11.2013Определение водородного и гидроксильного показателей. Составление окислительно-восстановительных реакций и электронного баланса. Изменение степени окисления атомов реагирующих веществ. Качественные реакции на катионы различных аналитических групп.
практическая работа [88,2 K], добавлен 05.02.2012
