Экспериментальная часть
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.
Популярное: Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной... Почему стероиды повышают давление?: Основных причин три... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (228)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |