ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Инженерно-технический институт

Череповец 1998г.

Химия. Лабораторный практикум. Часть 1. - Череповец: ЧГУ, 1998.

Практикум содержит теоретический материал, описание экспериментальных установок, порядок выполнения работ, алгоритмы обработки экспериментальных данных, вопросы по контролю знаний студентов, правила техники безопасности при работе в химических лабораториях, требования по оформлению отчета, а также основные приемы математической обработки результатов эксперимента. Содержание и объем практикума соответствует государственному стандарту дисциплины «Химия» для инженерно-технологических специальностей.

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 8 от 14 апреля 1998 года, рекомендовано редакционно-издательской комиссией инженерно технического института, протокол № 5 от 27 апреля 1998 года.

Рецензенты: Козлова Г. В., к.х.н., доцент кафедры химии;

Ганчукова К. П., к.т.н., доцент кафедры ХТ и О.

Составители: О. А. Калько - к.т.н., старший преподаватель кафедры химии;

Э. В. Копылова - старший преподаватель кафедры химии.

Под редакцией к.х.н., доцента, зав. Кафедрой химии

Котенко Г. А.

Череповецкий Государственный Университет

Введение

Лабораторный практикум предназначен для студентов специальностей, в учебных планах которых содержаться дисциплины «Химия», «Общая и неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы курсов, включая основные законы химии, строение вещества, энергетику химических процессов, химическую кинетику и равновесие, растворы, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы.

Описание лабораторных работ включает основные теоретические положения, кроме того, для подготовки к занятиям необходимо изучить соответствующие разделы учебников.

При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами и некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов. В описание работ включены вопросы и задачи для самоконтроля знаний студентами.

Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач.

Приступая к лабораторному практикуму, студент должен ознакомиться с инструкцией по технике безопасности для работающих в лаборатории химии, составленной в соответствии с общими требованиями безопасности по ГОСТ 12.4.113 - 82.

Работа 1

ТЕХНИКА ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

1. Цель работы

Сформировать навыки выполнения основных лабораторных операций, ознакомиться с приемами математической обработки результатов, а также правилами оформления научной отчетности.

2. Требования к оформлению отчета по лабораторной работе

Оформление результатов измерений должно соответствовать ГОСТу 8.011 - 72 . В отчете должны присутствовать следующие основные разделы:

1. Титульный лист.

2. Цель работы.

3. Основные теоретические положения.

4. Описание хода работы, включая рисунки и химические реакции.

5. Таблицы экспериментальных и расчетных данных с приведением полного расчета всех величин.

6. Метрологическая карта средств измерения (см. приложение 1).

7. Выводы.

8. Список используемой литературы.

3. Общие правила выполнения лабораторных работ

Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенту необходимо ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения основных лабораторных операций.

Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности.

При проведении эксперимента необходимо быть особенно внимательными и соблюдать следующие основные правила:

опыты проводить всегда в чистой посуде;

не следует путать пробки от разных склянок. Чтобы внутренняя сторона пробки оставалась чистой, ее кладут на стол внешней поверхностью;

запрещается уносить реактивы общего пользования на свое рабочее место;

-опыты необходимо проводить с такими количествами (или концентрациями) веществ и в такой последовательности и условиях, которые указаны в руководстве;

-нельзя выливать или высыпать Избыток реактива обратно в те сосуды, откуда он был взят. Неиспользованные и отработанные реактивы нужно сливать в специальные сосуды (кроме редких и дорогих реактивов, остатки которых сдаются лаборанту);

-битую посуду, обрывки бумаги выбрасывают в урну;

-студент обязан следить за порядком на своем рабочем месте и поддерживать его чистоту.

4. Техника выполнения лабораторных работ

4.1 Химическая посуда

При проведении химических исследований применяется специальная посуда, которая подразделяется на посуду общего назначения, специального назначения и мерную. Химическая посуда изготавливается из стекла, кварца или фарфора.

Посуда общего назначения:

1. Стеклянные химические стаканы (рис.1а) выпускаются вместимостью от 50 до 2000 см³ . Бывают низкие и высокие, с носиками. Стеклянные стаканы применяют для проведения химических реакций, кислотного разложения анализируемых веществ и др.работ. В них проводят нагревание жидкостей на газовых или электрических плитка с закрытой спиралью.

2. Стеклянные колбы (рис.1б) бывают круглые и конические. Выпускаются вместимостью от 50 см³ до 10 дм³. Колбы конические могут быть узкогорлыми или широкогорлыми. Круглые колбы бывают плоскодонными и кругло-донными с длинным узким или коротким широким горлом. В колбах проводят химические реакции титрования, препаративные и другие работы. Колбы с жидкостью нагревают, как и стаканы, на электрических или газовых плитках .

3. Пробирки (рис.1в) бывают цилиндрические и центрифужные различной вместимости. Используются для проведения качественных реакций и в микроколичественном анализе. В пробирках можно проводить нагревание малого объема жидкости на пламени горелки, держа пробирку за верхнюю часть держателем. Нагревание жидкости начинают с верхнего слоя, при этом открытый конец пробирки должен быть обращен в сторону от работающего. Нагревание снизу приводит к бурному вскипанию и выбрасыванию жидкости.

Воронки (рис.1г) выпускаются толстостенными для фильтрования. Внутренняя поверхность их образует угол 60°.

Склянки и банки это толстостенная посуда вместимостью от 200 см³ до 5 дм³ с притертыми пробками. Широкогорлые банки используют для хранения сухих реактивов. Склянки применяют для хранения твердых и жидких реактивов.

Промывалки служат для ополаскивания посуды, промывания осадков на фильтрах и других работ. Выпускаются с пришлифованной пробкой, иногда с резиновой грушей, используемой для продувания воздуха.

Капельницы - это специальные склянки вместимостью 20-30, см3 в горлышко которых помещены пипетки на шлифе.

Предметные стекла служат для проведения качественных микрокристаллоскопических реакций.

Мерная химическая посуда:

мерной называют посуду, применяемую для измерения объемов жидкостей. К ней относятся мензурки, цилиндры, пипетки, бюретки и мерные колбы. При измерении объемов необходимо, чтобы глаз наблюдателя находился на одной горизонтальной линии с нижним мениском жидкости. Нижний мениск должен быть на одном уровне с меткой.

Цилиндры (рис.1 д.) применяют в тех случаях, когда измерение объема жидкости не требует большой точности. Мерные цилиндры стеклянные сосуды с нанесенными на наружной стенке делениями, указывающими объем в см³. 1 мл соответствует 1 см³; 1 л - 1 дм³. Вместимость цилиндров бывает от 5-10 см³ до 1 дм³ и более.

Мензурки (рио.1е) представляют собой толстостенный цилиндрические или конические сосуды вместимостью от 100 см³ до 1 дм³.

Пипетки (рис.1 ж) служат для отбора и переноса определенного объема жидкости. Обычные пипетки представляют собой стеклянные трубки небольшого диаметра (6-7 мм) с расширением по центру и меткой в верхней части. Вместимость от 1 до 100 см³ (пипетки Мора). Широко применяют также градуированные пипетки с делениями.

Бюретки (рис.1з) позволяют точно отмерить любой объем жидкости в пределах ее вместимости. Объемные бюретки представляют собой стеклянные градуированные трубки, снабженные притертым краном или стеклянным капилляром, присоединенным к бюретке с помощью резиновой трубки с зажимом, закрывающим выход жидкости из бюретки. Бюретку заполняют жидкостью через воронку, при этом должен быть заполнен и стеклянный капилляр. Перед началом работы уровень жидкости в бюретке должен быть установлен на нулевом делении. Уровень прозрачных растворов устанавливают по нижнему краю мениска, непрозрачных - по верхнему. Для работы бюретку укрепляют на лабораторном штативе.

5. Мерные колбы (рис.1и) применяют для приготовления объема раствора заданного состава. Они представляют собой плоскодонные сосуды различной вместимости. На горлышке колбы имеется метка, а на самой колбе указана ее вместимость при определенной температуре. Для приготовления раствора в колбу наливают небольшое количество дистиллированной воды, вносят вещество и растворяют его. После этого доводят раствор до метки, добавляя жидкость по каплям, плотно закрывают колбу пробкой и тщательно перемешивают раствор, переворачивая колбу несколько раз.

Рис.1. Стеклянная химическая посуда

Фарфоровая посуда:

по сравнению со стеклянными Фарфоровые изделия характеризуются большей химической и термической стойкостью.

1. Тигли различаются между собой размерами и вместимостью. Их применяют для сушки, озоления и прокаливания осадков при гравиметрических определениях. Иногда тигли снабжают крышками во избежание распыления или потерь вещества из-за разбрызгивания.

2. Кружки бывают вместимостью от 250 см³ до 2 дм³. Служат для розлива и смешивания кислот, приготовления концентрированных растворов щелочей.

Ступки с пестиками применяют для тонкого измельчения небольшого количества твердого вещества или тщательного перемешивания нескольких веществ.

Ложки и шпатели. Ложки применяют для отбора сухих веществ при взвешивании. Шпатель (стержень с расширениями в форме лопаток) применяют для отбора веществ во время взвешивания, для снятия осадков с фильтров, для растирания веществ и т.п.

4.2 Весы и взвешивание

Весы предназначены для измерения массы веществ. В лабораториях химического анализа пользуются технохимическими (точность до 0,01 г) и аналитическими весами (точность 10 ^{- 4} -10 - ⁶ г), в том числе электронными.

Взвешиванием называют сравнение массы данного тела с массой гирь. При работе с весами необходимо строго соблюдать следующие правила:

перед началом взвешивания проверяют состояние весов, удаляют кисточкой пыль с чашек и устанавливают точку нуля;

взвешиваемый предмет и гирьки следует помещать на чашки весов и снимать с них только при закрытом арретире (арретир опущен);

при открытом арретире к весам прикасаться нельзя, диск арретира следует поворачивать медленно, плавно и осторожно:

нельзя сдвигать весы с занимаемого ими места,

не следует допускать перегрузки весов выше допустимого предела, т.к.
это может привести к их поломке;

нельзя на чашки Бесов помещать влажные и грязные предметы. Взвешиваемые предметы должны иметь температуру помещения, в котором находятся весы;

при взвешивании рекомендуется использовать специальную посуду: часовые стекла, тигли, бюксы;

разновесы при взвешивании следует брать только пинцетом;

по окончании взвешивания на весах ничего не оставляют;

в нерабочем состоянии весы должны быть всегда арретированы (арретир опущен).

4.3 Титрование

Это один из методов определения количественного состава раствора, основанный на измерении объемов растворов вступающих в реакцию веществ. Зная объемы растворов и концентрацию одного из них, рассчитывают концентрацию другого раствора по закону эквивалентов.

Для титрования в бюретку наливают раствор известной концентрации (иначе титрант) и устанавливают бюретку в рабочее положение. Пипеткой отбирают точный объем раствора, концентрацию которого нужно определить (анализируемый раствор), и переносят его в коническую колбу. Титрант по каплям приливают ив бюретки в колбу с анализируемым раствором, непрерывно перемешивая. Взаимодействие титранта с анализируемым веществом должно протекать практически полностью, с высокой скоростью и без побочных процессов. Окончание реакции фиксируется либо визуально (например, по изменению окраски индикатора), либо путем измерения какого-либо физико- химического свойства системы (оптическая плотность, рН, электропроводимость, ЭДС и др.).

4.4 Фильтрование

Это процесс механического разделения твердых и жидких компонентов смеси. Сущность фильтрования состоит в том, что жидкость с находящимися в ней частицами твердого вещества пропускают черев фильтр, задерживающий твердую фазу.

Наиболее распространенными являются бумажные фильтры. Простой (гладкий) фильтр готовят из квадратного куска фильтровальной бумаги, перегибая его дважды (рис.2а). Образовавшийся малый квадрат вырезают ножницами по дуге с таким расчетом, чтобы готовый фильтр был на 3- 4 мм ниже края воронки. Приготовленный фильтр помещают в воронку так, чтобы он плотно прилегал к стенкам.

При фильтровании, не взмучивая осадка, сливают жидкость по стеклянной палочке на фильтр. Такую операцию повторяют несколько раз. Когда вся жидкость стечет, промывают осадок на фильтре 2-3 раза чистым растворителем. Когда, целью фильтрования является получение жидкости., освобожденной от механических примесей, применяют складчатый фильтр. Для его изготовления простой фильтр раскрывают, как указано на рис.2б, и складывают по радиусу то в одну, то в другую сторону так, чтобы получилась гармошка, которую расправляют и помещают в воронку. При фильтровании сливают взмученную жидкость вместе с осадком по стеклянной палочке на фильтр.

Рис.2. Изготовление фильтров:

а - простого; б - складчатого

4.5 рН-метр - милливольтметр

Предназначен для определения водородного показателя среды (рН) и окислительно-восстановительного потенциала электрода. Действие прибора основано на измерении разности потенциалов (ЭДС) двух электродов - измерительного и вспомогательного (электрод сравнения), помещенных в испытываемый раствор. В качестве измерительного электрода при определении рН раствора используют стеклянный электрод. Он представляет собой тонкостенный шарик из специального стекла, заполненный раствором с известным значением рН. При соприкосновении поверхности стекла, являющейся полиэлектролитом, о раствором кислоты, на ней происходит реакция ионного обмена: К⁺_ст + Н⁺_р = Н⁺_ст + К⁺_р, и устанавливается ионное равновесие. При этом на границе возникает скачок потенциала, величина которого зависит от активности ионов водорода

где Е_р - равновесный потенциал, электрода, В; Е° - стандартный потенциал электрода, В; R - газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К; Т - абсолютная температура, К; F - постоянная Фарадея, равная 96484 Кл/моль; а_Н⁺ - активность ионов водорода, моль/л.

В качестве вспомогательного электрода (электрода сравнения) обычно применяют хлорсеребряный электрод:

Ag | AgCl | Cl- (исследуемый раствор)

Данный электрод характеризуется хорошей воспроизводимостью и устойчивостью потенциала.

Правила работы на рН-метре - милливольтметре:

Перед каждым погружением электродов в анализируемый раствор их необходимо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить избыток воды фильтровальной бумагой.

Переключатели "Виды работ" и "Пределы измерения" установить соответственно в положения "рН" ("mV") и "-1- 19".

По нижней шкале определить ориентировочное значение измеряемой величины, после чего переключить тумблер в положение, соответствующее диапазону измеряемой величины.

Провести точное измерение по верхней шкале после установления постоянного значения (через 2-3 минуты).

5. После измерения промыть электроды и поместить их в дистиллированную воду.

5. Математическая обработка результатов анализа

5.1 Классификация ошибок и точность измерений

Результат анализа всегда отличается от истинного значения измеряемой величины. Ошибки измерений подразделяют на группы: грубые, систематические и случайные.

Грубые ошибки возникают вследствие нарушения основных условий измерения. Результат, содержащий грубую ошибку, резко отличается по значению от остальных измерений. Систематические ошибки могут быть вызваны неполадками в работе измерительных приборов или обусловлены несовершенством метода измерения. Случайные ошибки измерений неизбежны. Наличие их приводит к тому, что всякое измерение дает приближенное (не истинное) значение измеряемой величины, причем тем более точное, чем выше точность измерительного прибора. Количество значащих цифр в измеряемой величине определяется точностью измерений, которая характеризуется абсолютной и относительной погрешностями.

Абсолютная погрешность а - это абсолютное значение разности между, истинным значением измеряемой величины а_ист. и средним значением результатов опыта а_эксп

Абсолютную погрешность выражают в единицах измеримой величины. Относительная погрешность - это отношение абсолютной погрешности а к истинному значению измеряемой величины. Относительная погрешность безразмерная величина, которая может быть выражена и в %:

·100%

5.2 Точность вЫчислений

Точность результата вычислений зависит от точности исходных данных и не может быть выше последних. Количество десятичных знаков суммы или разности должно сыть равно числу десятичных знаков в исходном дан ном. Количество значащих цифр произведения или частного должно быть равно числу значащих цифр в исходном данном. В промежуточных результатах следует оставлять на одну цифру больше, чем в окончательном результате вычислений.

Пример: экспериментально определенная по водороду молярная масса эквивалента алюминия 8,85 г/моль. Вычислить абсолютную и относительную погрешности результата анализа.

Решение: расчетное значение M(l/3 A1) = 8,9938 г/моль. Так как молярная масса эквивалента экспериментально определена с точностью до второго знака после запятой, то результат деления округляем до сотых: М(1/3 А1) 8,99 г/моль.

Абсолютная погрешность: а = |8,99 - 8,85| = 0,14 г/моль.

Относительная погрешность: П = 0.14 / 8.99 = 0.0156 или П = 1,56 %

Работа 2

1. Цель работы

Ознакомиться с понятием химического эквивалента. Экспериментально определить, молярную массу эквивалента вещества. Идентифицировать металл по его валентности и молярной массе эквивалента.

2. Основные теоретические положения

Стехиометрические законы являются отображением реального существования молекул - наименьших частиц вещества, обладающих его химическими свойствами. Молекулы, будучи составленными из атомов - мельчайших неделимых частиц вещества с определенной массой - в реакциях взаимодействуют в строго определенных массовых отношениях. Поэтому количественные соотношения элементов в химическом соединении и веществ в химических реакциях постоянно для каждого соединения и реакции.

Молекулы разных веществ различаются своими свойствами, из которых наиболее важным и поддающимся количественному определению является масса (m, кг). Так как массы атомов и молекул невелики, то для определения их значения пользуются шкалой относительных атомных масс. Относительной атомной массой (Аг) химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к 1/12 массы изотопа углерода - 12 (¹²С).

1/12 массы изотопа принята за атомную единицу массы (а.е.м.).

1а.е.м =

По данной шкале атом водорода в 1,0079 раз, а атом кислорода - в 15, 9994 раз тяжелее выбранной единицы (1/12 ¹²С).

Относительная атомная масса (или просто атомная масса) является величиной безразмерной. Связь между m_а и Аr выражается соотношением:

а.е.м., кг

Относительной молекулярной массой (Mr) вещества называется отношение массы его молекулы к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С.

Численные значения Мr находят как сумму Аr всех элементов, входящих в соединение.

Например

Мr(Н₂S) = 2·1,00794 + 1·32,06 = 34,0759 34,08

Единицей измерения количества вещества (n) в Международной системе единиц (СИ) является моль. Моль - количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Число атомов, содержащееся в 0,012 кг углерода, равно 6,02·10²³ (число Авогадро). Следовательно, в 1 моль любого вещества содержится 6,02·10²³ структурных единиц. Эта константа называется постоянной Авогадро (N_А, моль ^-1)

Масса 1 моль вещества X называется молярной (мольной) массой М(Х) и представляет собой отношение массы m этого вещества к его количеству n

кг/моль (или г/моль).

Численное значение молярной массы (в г/моль) совпадает с относительной молекулярной или атомной массой данного вещества.

Эквивалентом называется некая условная химическая частица, которая может быть каким-либо образом эквивалента одному атому или иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, а также одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

В общем случае эквивалент Э любого вещества X может быть записан как Э(Х) = 1/z, где z - число эквивалентности.

Масса 1 моль эквивалента вещества называется молярной массой эквивалента вещества M[(l/z)X] и представляет собой отношение массы вещества m(Х) к количеству эквивалента вещества n[(l/z)X]:

кг/моль (или г/моль)

Взаимосвязь между молярной массой вещества М(Х) и молярной массой эквивалента вещества M[(l/z)X] выражается соотношением

Молярная масса эквивалента элемента в соединении величина непостоянная и зависит от степени "окисления, которую проявляет элемент в данном соединении.

Например

Fe²⁺O^{2 -} M[(1/2)Fe] = 56/2 = 38 г/моль;

Fe₂³⁺O₃^{2 -} M[(l/3) Fe] = 56/3 = 18,6 г/моль.

Значение молярной массы эквивалента сложных веществ зависит от того, в какой реакции участвует это вещество.

M[(l/z)Кислоты] находят как отношение молярной массы кислоты М(К) к ее основности, которая определяется числом атомов водорода (n_H+) в молекуле кислоты, замещенных на атомы металла в данной реакции.

M[(l/z) Кислоты] = М(К)/ n_H+, г/моль

Например: Н₃РО₄ + 3NaOH Na₃PO₄ + 3Н₂O

М[(1/3) Н₃РО₄]= 98/3 = 32,7 г/моль,

Н₃РО₄ + 2NaOH Na₂HPO₄ + 2Н₂O

М[(1/2) Н₃РО₄]= 98/2 = 49 г/моль

M[(l/z) Основания] определяется как, отношение М(Осн) к его кислотности, т.е. к числу гидроксогрупп в молекуле (n_OH-), замещенных на кислотные остатки в данной реакции.

M[(l/z) Основания]= М(Осн)/ n_OH-, г/моль

М[(1/z) Соли] определяется как отношение М(Соли) к произведению числа катионов n(K^m+) или анионов n(A^m-) в молекуле соли на заряд этого катиона т⁺ или аниона m ^-

M[(l/z) Соли] = M(C)/[n(K^m+)m⁺] = M(C)/[n(A^m- )m- , г/моль.

M[(l/z) Оксида] определяется как отношение М(Оксида) к произведению числа атомов элемента n(Э) на степень окисления элемента m

M[(l/z) Оксида ] = М(Оксида)/[n(Э)m], г/моль.

В окислительно-восстановительных реакциях число эквивалентности z окислителя и восстановителя определяется числом электронов, которое принимает одна формульная единица окислителя или отдает одна формульная единица восстановителя.

Например в полуреакции

МnО₄- + 8Н⁺ +5e Mn²⁺ + 4Н₂О z = 5

Массовые соотношения, в которых одни вещества соединяются с другими, устанавливаются с помощью Закона эквивалентов: массы (объемы) реагирующих веществ, а также массы (объемы) продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам (объемам) эквивалентов этих веществ

m(X₁)/m(X₂) = M[(1/z)X₁]/ M[(1/z)X₂]

Другими, словами, один эквивалент одного вещества всегда взаимодействует с одним эквивалентом другого.

Стехиометрические расчеты могут быть проведены двумя способами: по уравнению реакции или по закону эквивалентов.

Изучение объемных отношений привело к открытию законов газового состояния, один из которых - закон Авогадро. По следствию из закона Авогадро, при нормальных условиях (н.у.), т.е. Р° = 101325 Па и Т°=273,15 К, 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Такой объем называется молярным объемом газа [V_M, л/моль].

Эквивалентный объем - объем, который занимает при данных условиях 1 моль эквивалента газообразного вещества. Например: эквивалентный объем молекулярного водорода при н.у.

Vэ(1/2 Н₂) = 22,4/2 =11,2 л/моль.

В химических расчетах при необходимости осуществить переход от н.у. к другим (или наоборот) используется выражение объединенного газового закона

PV/T = P⁰V⁰/T⁰

где P°, V°, T° - давление, объем и температура при н.у. соответственно; Р, V, T - те же параметры данного количества газообразного вещества при других условиях.

При определенных физических условия Р, V, Т связаны между собой уравнением Менделеева-Клапейрона

PV = nRT

Экспериментальные и расчетные данные

По формуле Аr_Me = Мэ_Me·В определяют относительную атомную массу исследованного металла (В - валентность металла). Находят среднее значение Аr_Me параллельных опытов. Идентифицируют металл по Периодической системе элементов Д.К.Менделеева и рассчитывают абсолютную а и относительную (П%) погрешность проведения опыта.

Заполняют метрологическую карту средств измерения (приложение 1)

Таблица 2

Давление насыщенного водяного пара при разных температурах

4. Контрольные вопросы и задания

1. Что называется молярным объемом? Для каких веществ введено это понятие? Как определить молярный объем эквивалента кислорода при н.у.7 Единицы измерения.

2. Что такое химический эквивалент, молярная масса эквивалента? Единицы измерения.

3. Как определить молярную массу эквивалента кислоты, основания, если в кислотно-основных реакциях,

4. Как определить молярную массу эквивалента вещества в окислительно-восстановительных реакциях?

5. Перечислите методы экспериментального определения молярной массы эквивалента химического элемента.

6. Какое уравнение используют для приведения объема выделившегося в эксперименте водорода к нормальным условиям?

7. Какой закон применим для определения молярной кассы эквивалента исследуемого металла? Запишите его математическое выражение.

8. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента азота, серы и хлора в соединениях: NН₃, Н₂S, HC1.

9. Вычислите молярную массу эквивалента Al₂(SO₄)₃; Mg(ОН)₂; H₂SO₄.

10. Напишите уравнения реакций взаимодействия Fe(OH)₃ c HCl, при которых образуются следующие соединения железа: а)дигидроксохлорид, б) гидроксохлорид, в)трихлорид железа. Вычислите молярную массу эквивалента Fe(OH)₃ в каждой из этих реакций.

11. Определите молярную массу эквивалента цинка в следующей окислительно-восстановительной реакции

Zn + H₂SO₄ = H₂ + ZnSO₄

12. Какая масса алюминия растворилась в кислоте, если при t = 18°С и Р = 101 кПа выделилось 119 cм³ H₂?

13. При растворении 0,0547 г металла в кислоте выделилось 50,4см³
водорода, измеренного при н.у. Вычислите молярную массу эквивалента
металла.

14. При окислении 8,43 г металла образовалось 9,63 г оксида. Вы
числите молярную массу эквивалента металла и его оксида.

15. В хлориде железа содержится 34,43 % железа. Зная, что молярная масса эквивалента хлора 35,453 г/моль, вычислите молярную массу эквивалента железа в данном соединении.

Работа 3

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ЭНТАЛЬПИИ РАЗЛИЧНЫХ ПРОЦЕССОВ КАЛОРИМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ

1. Цель работы

Формирование навыков определения изменения энтальпии процессов растворения безводной соли и нейтрализации кислоты основанием калориметрическим методом.

2. Основные теоретические положения

Химическое превращение - это качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и образуются другие. Подобные изменения всегда сопровождаются превращением химической энергии в другие виды энергии (электрическую, тепловую и т.д.)- Энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические реакции и другие физико-химические процессы, входят в круг задач, изучаемых термодинамикой.

Объектом изучения в термодинамике является система - тело или группа тел, мысленно (или фактически) обособляемых от окружающей среды. Состояние системы принято описывать с помощью ряда параметров - температуру, давления, объема, массы и др. Любая система обладает определенным запасом энергии, которая называется внутренней энергией U.

Внутренняя энергия системы складывается из суммы потенциальной энергии взаимодействия всех частиц системы между собой и кинетической энергии движения этих частиц. Абсолютное значение внутренней энергии системы определить достаточно сложно, поэтому пользуются величиной изменения внутренней энергии U. Величина U не зависит от способа перехода системы из одного состояния в другое и определяется как разность между значениями и системы в конечном и начальном состояниях

U = U_k - U_н

Изменение внутренней анергии в каком-либо процессе связало с обменом энергией в форме теплоты q и работы А между системой и внешней средой. Теплота q - это мера энергии, передаваемая от одного тела к другому за счет разницы температур путем теплопроводности или излучения. Работа А представляет собой ту анергию, которая передается от тела к телу га счет перемещения массы под действием силы. Единица измерения U, А и q в системе СИ Джоуль (Дж). Поскольку значения данных величин зависят от количества вещества в системе, их принято относить к единице количества вещества, (Дж/моль). (Используется также кратная единица (кДж/молъ).

Количественную связь между U, А и q устанавливает первый закон термодинамики:

при любом процессе приращение внутренней энергии U системы равно количеству сообщенной системе теплоты q минус работа А, совершаемая системой.

U = q - А (2.1.)

Если химический процесс протекает при постоянном давлении P=const (изобарический процесс, например, в открытой колбе) при условии, что система может совершать только работу расширения А = РV, тогда выражение (2.1.) примет вид

q_р = U + РV (2.2.)

Величина V = V₂ - V₁, а U = U₂ - U₁, тогда

q_р =( U₂ + РV₂) - (U₁ + РV₁)

Сумма U + PV = H называется энтальпией системы. Энтальпия Н - это энергия системы, включающая внутреннюю энергию и работу расширения. Единица измерения Н в системе СИ - (Дж/моль). Аналогично U величина приращения энтальпии Н вычисляется по формуле

H = H_k - H_н (2.3.)

Тогда первый закон термодинамики для изобарического процесса примет вид

q_p=Н (2.4.)

Это означает, что теплота, сообщенная системе при постоянном давлении, расходуется на приращение энтальпии системы.

Тепловым аффектом Q какого-либо процесса называют количество теплоты, которое поглощается или выделяется при полном необратимом протекании процесса при условии, что давление и температура или объем и температура не изменяются. Тепловой эффект Q и термодинамическая теплота q связаны друг с другом соотношением

Q=-q (2.5)

Сравнивая это выражение с уравнением (2.4), можно заключить, что тепловой эффект какого-либо процесса, измеренный при постоянном давлении и температуре, Q_Р равен изменению энтальпии процесса, взятому с обратным знаком

Q_Р=-Н (2.6.)

Если в результате процесса теплота выделяется (Q_Р >0 или Н<0), реакцию называют экзотермической. И наоборот, если в результате процесса теплота поглощается (Q_Р <0 или Н>0), то реакция - эндотермическая.

Основным законом термохимии (раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и других процессов) является закон Гесса (1840 г.), который гласит:

тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется лишь природой и физическим состоянием исходных веществ и продуктов реакции. Так, например, оксид углерода (IV) можно получить двумя способами:

I. C_графит + О₂^газ = СО₂^газ, Н₁

П. 1) С_графит + 0,5 О₂^газ = Со^газ, Н₂

2) СО + 0,5 О₂^газ = СО₂^газ, Н₃

Согласно закону Гесса, должно выполняться равенство Н₁=Н₂ + Н₃

Величина Н зависит от температуры.

Для сравнения Н различных процессов их значения приведены к стандартным условиям (Р° = 101325Па, Т = 298/15 К). Изменение энтальпии в стандартных условиях обозначают символом Н°₂₉₈.

Помимо изменения энтальпии химических реакций различают несколько специальных видов тепловых эффектов:

1. Энтальпия образования вещества Н_f(Х) это изменение энтальпии реакции образования 1 моль данного соединения из простых веществ,
устойчивых при данной Т и Р. Энтальпия образования вещества в стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования и обозначается Н°_{f 298} в системе СИ (Дж/моль). Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в ст. условиях, приняты равными нулю.

2. Энтальпия растворения - это изменение энтальпии процесса растворения вещества в определенном растворителе. Эта характеристика зависит от концентрации полученного раствора, температуры, природы растворяемого вещества и растворителя. Изменение энтальпии, которое наблюдается при растворении 1 моль вещества в 1000 г растворителя, называется
интегральной энтальпией растворения Н_m.

Растворение большинства кристаллических веществ протекает в три стадии:

1) разрушение кристаллической решетки (процесс сопровождается
поглощением теплоты, Н_реш > О );

2) равномерное распределение частиц растворенного вещества между молекулами растворителя (диффузия), Н_Дифф < 0;

3) взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами
растворителя - сольватация (сопровождается выделением теплоты, Н_сольв< 0).

Таким образом, энтальпия растворения складывается из трех характеристик: изменения энтальпии разрушения кристаллической решетки Н_реш, изменения энтальпии диффузии Н_Дифф и изменения энтальпии сольватации Н_сольв (если растворителем является вода, то процесс называют гидратацией, Н_гидр).

Н_m = Н_реш + Н_Дифф + Н_сольв (2.7)

В связи с этим величина Н_m может быть как положительной, так и отрицательной в зависимости от природы веществ. Теплоту растворения достаточно легко определить экспериментально.

3. Энтальпия нейтрализации - это изменение энтальпии системы при реакции нейтрализации кислоты основанием Н_нейтр. Для реакций нейтрализации водных растворов сильных кислот сильными основаниями характерно постоянное значение Н_нейтр (закон постоянства теплоты нейтрализации). Так, в стандартных условиях Н°_{298 нейтр}, одного моль эквивалентов любого сильного основания одним моль эквивалентов любой сильной кислоты составляет -55,9 кДж/моль. Подобное обстоятельство связан тем, что, согласно теории электролитической диссоциации, процесс нейтрализации сводится к образованию молекулы воды из ионов по реакции

Н⁺ + ОН- = Н₂О, Н°_{298 нейтр} = - 55,9 кДж/моль

Н_нейтр слабых кислот сильными основаниями или слабых оснований сильными кислотами не сохраняет постоянного значения, т.к. в этом случае реакция нейтрализации сопровождается одновременной диссоциацией слабого электролита на ионы. Н_дисс , т.е. изменение энтальпии системы при распаде 1 моль электролита на ионы, может быть как положительным, так и отрицательным (это зависит от природы электролита). Поэтому Н_нейтр слабых кислот или слабых оснований может быть больше или меньше -55,9 кДж/моль. Так например, изменение энтальпии нейтрализации фтороводородной кислоты гидроксидом калия равно -66,9 кДж/моль, а синильной кислоты едким натром -53,9 кДж/моль.

Изменение энтальпии большинства химических реакций можно рассчитать теоретически, используя справочные данные о значениях стандартных энтальпий образования веществ. Согласно следствию из закона Гесса

(2.8)

где Н° - изменение энтальпии химической реакции; - сумма энтальпий образования продуктов реакции, умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты; - аналогичная сумма для исходных веществ.

Тепловые эффекты различных процессов измеряют в специальных приборах, называемых калориметрами. При калориметрических опытах величина и знак теплового эффекта определяются по изменению температуры калориметра t:

где t = (t_K - t_H) - разность между конечной и начальной температурами содержимого калориметра, град; C_w - суммарная теплоемкость системы, Дж/(г·град).

Теплоемкостью называют количество теплоты, которое необходимо сообщить системе для увеличения ее температуры на 1 градус.

Основным узлом калориметра является калориметрический сосуд, имеющий изотермическую оболочку, которая необходима для точного учета теплообмена между калориметром и внешней средой. Калориметр также имеет теплоизолирующую крышку с отверстиями для ввода веществ, термометра мешалки.

3. Экспериментальная часть

3.1. Приборы и реактивы: упрощенный калориметр, мешалка, термометр Бекмана, секундомер, технические весы, воронка, мерный стакан, набор мерных цилиндров; безводные соли: хлорид калия, бромид калия, нитрат калия, сульфат меди (II), карбонат натрия, иодид калия, хлорид кальция, хлорид аммония, нитрат аммония; разбавленные растворы хлороводородной кислоты, азотной кислоты, гидроксидов натрия и калия, растворы уксусной, щавелевой и лимонной кислот.

3.2 Ход анализа

3.2.1 Определение изменения энтальпии растворения безводной соли

Получить у преподавателя соль и указания о величине навески. На технических весах взвесить две навески указанной соли. Во внутренний сосуд калориметра (см.рис.4) поместить сухой стеклянный стакан, масса которого известна. Мерным стаканом отобрать 50 или 70 см3 (по указанию преподавателя) дистиллированной воды и перелить ее в стеклянный стакан калориметра. Плотно закрыть крышку калориметра, опустив при этом в сосуд с водой мешалку. Через специальные отверстия в крышке поместить в воду термометр Бекмана и сухую воронку для внесения соли. Включить на несколько секунд мешалку и убедиться, задевает частей калориметра

1 - упрощенный калориметр

2 - теплоизолирующая крышка с отверстиями

3 - стеклянный стакан, масса которого известна

4 - термометр (точность определения температуры 0,1⁰С)

5 - мешалка

6 - воронка

Рис.4. Схема калориметрической установки

Включить мешалку и секундомер. Измерить начальную температуру раствора, записывая показания термометра через каждые 15 секунд в те чение 1 минуты. Не выключая секундомер, быстро внести навеску соли через воронку, записать показания термометра через каждые 15 секунд до полной остановки столбика ртути (2-3 минуты).

Повторить опыт с другой навеской соли. Экспериментальные данные записать в таблицу 3.

Таблица 3 Изменение температуры калориметра для процесса растворения соли (указать название соли)

По экспериментальным данным построить график зависимости температуры раствора от времени t = f(). Определить по графику максимальную и минимальную температуры, как показано на рисунке 5.

Вычислить изменение температуры в калориметре по формуле:

t = t_K - t_H (3.1.)

Рассчитать суммарную теплоемкость системы

C_w = [(m_HO + m_соли)·Сн₂O + m_{стакана} · С_стекло] (Дж/К) (3.2.)

где m_HO, m_соли, m_{стакана} - масса воды, соли и стакана соответственно, г; Сн₂O, С_стекло - удельные теплоемкости воды и стекла, равные соответственно Сн₂о = 4,184 Дж/г·К; С_стекло = 0,753 Дж/г·К. Для вычисления m_HO плотность воды принять равной 1 г/см³.

t⁰C t = t_K - t_H

²⁴ t_H

₂₃

²²

₂₁

t_K

₂₀

_{30 60 90 120 150 180} ,с

Рис.5. Зависимость температуры раствора от времени для процесса растворения соли (указать название соли)

Вычислить тепловой эффект растворения 1 моль соли:

(Дж/моль) (3.3)

где М_соли - молярная масса безводной соли, взятой для опыта, г/моль.

Записать величину изменения энтальпии растворения:

(3.4)

По данным параллельных опытов вычислить среднее значение Н_m и рассчитать относительную погрешность опыта в процентах:

(3.5)

Теоретические значения изменения энтальпии растворения различных солей приведены в приложении 2 в зависимости от моляльной концентрации полученного раствора соли.

Моляльную концентрацию раствора следует вычислить по формуле:

(моль/кг) (3.6)

Экспериментальные данные и результаты расчетов занести в таблицу 4.

Таблица 4 Экспериментальные и расчетные данные