Запись данных опыта и расчеты

Навеска безводной соли, m _соли

Масса воды, m _воды

Начальная температура, t _н

Конечная температура, t _к

t_к – t _н = _Δ t

Вычислить энтальпию растворения 1 моль безводной соли _Δ H ₁ по формуле (3), принимая С ₁= С₂ = 1.

Аналогично сделать запись и расчет энтальпии растворения 1 моль кристаллогидрата _Δ H _1.

Рассчитать энтальпию гидратации безводной соли _Δ H _гидр, исходя из следующих соображений. Энтальпия растворения без­водной соли _Δ Н ₁ является суммарной энтальпией гидратации без­водной соли _Δ H _гидр и растворения полученного кристаллогидрата _Δ H ₂. Процесс гидратации и процесс растворения образо­вавшегося кристаллогидрата можно выразить двумя термохими­ческими уравнениями (например, для Na₂СОз ∙ 10Н₂О):

Nа₂СО₃ + 10Н₂О= Nа₂СО₃ ∙ 10Н₂О; _Δ H ₁

 Nа₂СО₃ ∙ 10Н₂О + хН₂О= Nа₂СО₃ (х + 10) Н₂О; _Δ H ₂

По закону Гесса    _Δ H ₁ = _Δ H _гидр + _Δ H ₂

 Вычислить _Δ H^◦_гидр безводной соли и, сравнив полученное значение с приводимыми ниже табличными данными, определить погрешность.

Формула                     _Δ H^◦_гидр, кДж/моль          Формула          _Δ H^◦_гидр, _кДж/моль

кристаллогидрата                  кристаллогидрата 

Nа₂СО₃∙10Н₂О          —91,2                       SrС1₂∙6Н₂О             —78,7

ZnSО₄∙7Н₂О               —95,0                         Nа₂SО₄∙10Н₂О         —80,5

Опыт №2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Определение энтальпии нейтрализации провести для хлороводо­родной и азотной кислот растворами едкого натра и едкого кали и сравнить полученные таким образом четыре значения.

Во внутренний стакан калориметра на­лить отмеренные мензуркой 50 мл 1 н. раствора кислоты и поста­вить стакан в калориметр. Во второй стакан налить отмеренные другой мензуркой 50 мл 1 н. раствора щелочи и поставить на 3— 4 мин для выравнивания температуры рядом с калориметром. Определить начальную температуру калориметра, влить через воронку щелочь в кислоту и при перемешивании вести опыт, как указано ранее.

Вычислить по уравнению (2) количество теплоты, выделив­шейся в калориметре при нейтрализации. Это количество теплоты относится к нейтрализации 0,05 моль кислоты. Рассчитать энталь­пию нейтрализации на 1 моль в кДж/моль и сравнить его с табличным значением энтальпий нейтрализации, равным —57,22 кДж при образовании 1 моль Н₂O. Вычислить относительную погрешность опыта.    

 

* Описанным способом можно определить энтальпию нейтрализации только сильных кислот сильными основаниями в разбавленных растворах, так как она не зависит от их природы, и взаимодействие определяется реакцией

Н⁺ + ОН^- = Н₂О (ж); _Δf  = -57,22 кДж/моль

При нейтрализации слабых кислот и слабых оснований энтальпия нейтрализации меньше, так как при ионизации кислоты и основания затрачивается, энергия.

 

Опыт № 3 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ ОБРАЗОВАНИЯ СОЛИ

Энтальпию образования соли МgSO_{4 Δf}Hº можно вычислить по закону Гесса из следующих трех уравнений:

Мg _(к) + Н₂SО_{4 (aq)} = МgSО_{4 (aq)} + Н_{2 (г)}; _Δ H ₁

Н_{2 (г)} + S _(ромб) + 2О_2(г) + aq = Н₂SО_{4 (aq)}; _Δ H ₂

MgSO_{4 (aq)}= МgSО_{4 (к)} + аq; _Δ H ₃

Мg _(к) + S_(ромб) + 2O_{2 (г)} = МgSО_{4 (к)}; _ΔfHº = _Δ H ₁ + _Δ H ₂ + _Δ H ₃

 Энтальпию растворения магния _Δ H ₁ и его безводного сульфата в разбавленной серной кислоте _Δ H ₃ следует определить опытным путем, а энтальпия образования 1 н. раствора серной кис­лоты _Δ H ₂ по справочным данным равна —811,6 кДж/моль.

Поместить в реакционный сосуд 100 мл 1 н. раствора серной кислоты и определить начальную темпера­туру калориметра. На технохимических весах отвесить кусочек магния массой 0,1—0,2 г с точностью до 0,02 г. Опустить магний в кислоту при работающей мешалке. Вести опыт. Вычислить _Δ H ₁. Таким же способом определить _Δ H ₃ , растворяя навеску 1,5—2 г безводного сульфата магния в той же серной кислоте, в которой до этого растворялся магний.

Вычислить _Δ H ₁ и _Δ H ₃ из опытных данных по формулам (2) и (3).

Суммируя значения _Δ H ₁ , _Δ H ₂ и _Δ H ₃ , вычислить энтальпию образования МgSO₄ и, сравнив ее с табличным значением, равным —1278,8 кДж/моль, определить относительную погрешность опыта.

 

Примечание: при недостатке времени растворение металлического магния (происходит медленно) и его безводного сульфата могут выполнять раз­ные студенты, при расчете они объединяют свои результаты. Кроме того, можно не растворять металлический магний, а принять его энтальпию растворения равной табличному значению _Δ H ₁ = − 400,32 кДж/моль

 

Таблица 1.

Теплота растворения солей в воде при 25 ⁰С.

Моль/л	ΔHm, кДж/моль
	NaCl	KCl	KBr
0,00	3,89	17,23	20,04
0,01	4,06	17,39	20,17
0,02	4,10	17,44	20,25
0,05	4,18	17,51	20,29
0,10	4,25	17,55	20,33
0,20	4,27	17,57	20,29
0,30	4,25	17,55	20,25
0,40	4,16	17,50	20,15
0,50	4,10	17,43	20,04
1,00	3,79	17,28	19,54
2,00	3,18	16,72	18,68
3,00	2,66	16,17	17,99
4,00	2,26	15,75	17,36

  

 

 

Лабораторная работа №4 Скорость химической реакции и химическое равновесие

Приборы и оборудование: Электроплитки лабораторные (2), секундомер (1), Термостат (три стакана вместимостью 200— 250 мл) и крышка к нему с отверстиями для пробирок (3), цилиндр вместимостью 10 мл (5), термометр на 50°С (3), стеклянные палочки (5), пипетки капельные (3), пипетки химические на 5 и 10 мл (5), фильтровальная бумага, шпатель (2), ступка с пестиком (1), пробирки цилиндрические (23), для опыта 6 прибор для смещения равновесия в газообразной системе (см. рис. 3).

Реактивы: Гептагидрат сульфита натрия, диоксид марганца, карбонат кальция (мел), моногидрат нитрата ртути (II), иодид калия, хлорид калия, нитрат свинца, растворы: иодата натрия (0,02 н), тиосульфата натрия (1 н и 0,5 н), серной кислоты (2 н), хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см³), крахмального клейстера, хлорида железа (III) (0,0025 н, 0,5 н и насыщ.), роданида аммония (калия) (0,0025 н и насыщ.), перманганата калия (0,5 н), сульфата меди (0,5 н), дихромата калия (0,1 н), пероксида водорода (3%-ный), горячая вода.