Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь  


Экспериментальная часть




Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

В настоящей работе определяется DН реакции нейтрализации

NaOH + HCl = NaCl + H2O

1. Взвесить калориметрический стакан и записать его массу m1.

2. Прилить из бюретки в калориметрический стакан 75,0 мл раствора кислоты (СHCl = 1 моль/л).

3. Измерить температуру раствора кислоты tk.

4. В стакан объемом 150 мл налить из бюретки 75 мл раствора гидроксида натрия (СNaOH =1 моль/л).

5. Измерить температуру раствора гидроксида натрия tщ.

6. При постоянном перемешивании через воронку вылить раствор NaOH в раствор HCl в калориметрический стакан.

7. Записать максимальную температуру, которую покажет термометр после сливания растворов, t2.

8. Сделайте расчет и оформите отчет о работе в тетради.

В данной работе экспериментально определяется количество теплоты (q), которое выделяется при взаимодействии 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия и соляной кислоты, т.е. при образовании 0,075 моля Н2О. Количество теплоты, выделяющейся при образовании одного моля Н2О, будет равно q/0,075 кДж/моль.

Абсолютную ошибку рассчитывают по формуле:

А = |Т-Э|, где Т - теоретическое значение измеряемой величины,   Э - экспериментальное значение измеряемой величины.



Относительная ошибка (К) - это отношение абсолютной ошибки к теоретическому значению, умноженное на 100.

                        


Форма отчета

Дата

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1

      ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА И  

      ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Результаты эксперимента:

1. Масса калориметрического стакана

                                                   m1 = ... г

2. Масса раствора в калориметрическом сосуде

после реакции (принимаем r = 1 г/мл)

m2 = (75 г + 75 г)                                     m2 = 150,0 г

3. Температура раствора кислоты      tk = ... оС

4. Температура раствора гидроксида натрия

                                                             tщ = ... оС

5. Средняя температура исходных веществ, t1

t1 = 1/2(tk + tщ)                                        t1 = ... оС

           6. Максимальная температура раствора после реакции 

                                                              t2 = ... оС

           7. Удельная теплоемкость алюминия

                                          Сp298 = С1 = 0,905 Дж/(г×град)

           8. Удельная теплоемкость раствора (принимаем примерно равной удельной теплоемкости воды)

                                          Сp298 = С2 = 4,19 Дж/(г×град)

               Обработка результатов:

1. Количество теплоты, выделившейся в ходе реакции

       q = (t2 - t1)×(С1×m1 + С2×m2)/1000 =         q = …кДж

2. Тепловой эффект реакции

 =

3. Энтальпия реакции нейтрализации

            DНнейтр = - Qp =     DНнейтр = кДж/моль

4. Ошибка эксперимента:* 

А =|Т-Э| =

К = (А/Т)×100% = (|Т-Э|/Т)×100% =

*- Различают абсолютную (А) и относительную ошибку эксперимента (К).

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: экспериментальная проверка некоторых теоретических положений по теме "Химическая кинетика"; ознакомление с техникой работы с растворами и техникой кинетических измерений.

Оборудование: стаканы, стеклянные палочки, секундомеры, подставки под стаканы, термометры, пробирки; KCl(тв); растворы: Na2S2O3, H2SO4, FeCl3(нас), KSCN(нас.).

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§12, 57-59, 63.

Теоретическая часть

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, называется химической кинетикой.

Химическая реакция - сложный процесс, состоящий из большого количества взаимодействий: обмена различными видами энергии, сопровождающегося разрывом одних и образованием других химических связей. Участниками химических реакций являются молекулы, свободные радикалы, атомы и различные комплексы. В сложной химической реакции можно выделить элементарные стадии, в которых участвуют 1, 2 или максимум 3 частицы.

Число частиц, участвующих в элементарном акте определяет молекулярность реакции. Реакции могут быть одно-, двух- или трехмолекулярными.

Скорость химической реакции - число элементарных актов реакции в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Скорость реакции равна изменению концентрации исходного вещества или продукта реакции (в моль/л) в единицу времени (мин. или сек.).

Для гомогенных реакций:

                                                              (1)                                      

Знак (+) используется, если расчет скорости реакции проводят по изменению концентрации продукта реакции, а (-) -исходного вещества. По уравнению (1) определяется "средняя скорость". "Мгновенная" скорость определяется по уравнению (2):

                                                                                                                                                                                                                                                                                          (2)

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, температуры, давления, ионной силы раствора и других факторов.

При постоянной температуре скорость реакции - функция концентрацийвсех веществ, находящихся в реакционной смеси. Для простой реакции (3) скорость реакции выражается (описывается) уравнением:

                           А + В ® С                                             (3)

                                       V® = k×CA×CB,                                            (4)

где k - константа скорости,

CA  и CB - концентрации реагирующих веществ (в моль/л).

 В общем случае для реакции (5) уравнение скорости реакции будет (6)

А + В + С ... ® продукты реакции                  (5)

V® = k×CA×CB×CС×...                                      (6)

где nA, nB и nC - порядки реакции по отношению к веществам А, В, С, которые определяются экспериментально.

Для этого в случае простых реакций изучают зависимость концентрации данного вещества от времени и строят графики в координатах (lg C, t), (1/С, t) и (С-2, t).

 Для реакции первого порядка по данному веществу линейная зависимость наблюдается в координатах (lg C, t), для реакций второго порядка - в координатах (1/С, t) и для реакций третьего порядка - (С-2, t).

В случае сложных реакций используют другие методы: метод начальных скоростей, метод полуреакций и другие.

Полный порядок реакции - это сумма показателей степеней при концентрациях всех веществ в уравнении скорости реакции (6).

В 1889 г. С. Аррениусом было предложено уравнение (7), связывающее константу скорости реакции с температурой (уравнение Аррениуса)

                                         k = ko×e-E/RT                                              (7)

где k0 - коэффициент пропорциональности, Е - энергия активации, R - универсальная газовая постоянная, Т - температура. Вант-Гофф экспериментально установил, что при повышении температуры на каждые 10 оС скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза (правило Вант-Гоффа):

, где g = 2 - 4                       (8)

 

В уравнении (8) t2 и t1 - конечная и начальная температура соответственно, Vt2 и Vt1 - скорость реакции при температуре t2 и t1 соответственно, g - температурный коэффициент реакции.

Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Примерами могут служить реакции (9) и (10) соответственно:

                  Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O                        (9)  

                  H2 + I2 = 2HI                                                               (10)

Для обратимых реакций в определенный момент времени устанавливается состояние, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции

                                    V® = V                                       (11)

 Такое состояние называется химическим равновесием. Химическое равновесие имеет динамический характер. В 1867 году Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс:

В состоянии химического равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам перед этими веществами в уравнении реакции, к произведению концентраций исходных веществ в соответствующих степенях, есть величина постоянная.

Для реакции (12) закон действующих масс можно записать в форме (13):

aA + bB = cC + dD                             (12)                                                                                                                                 (13)

Kp - называется константой равновесия.

Для реакции (10) Kp равна:          

                                                                              (14)      

Изменение равновесных концентраций в реакционной системе под действием внешних причин называется смещением (сдвигом) равновесия.

По принципу Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие (изменять концентрации реагирующих веществ, температуру, давление), то состояние равновесия системы смещается так, чтобы противодействовать этому воздействию.

 




Читайте также:
Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение...
Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы...



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (156)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.018 сек.)
Поможем в написании
> Курсовые, контрольные, дипломные и другие работы со скидкой до 25%
3 569 лучших специалисов, готовы оказать помощь 24/7