304_p1456_C14_7730

четвертую пробирку – 2 М раствора щелочи. Во всех случаях добейтесь полного растворения осадков. Составьте уравнения реакций.

6.6.2. Гидролиз солей сурьмы (+3) и висмута (+3)

В одну пробирку поместите несколько капель раствора хлорида сурьмы (+3), в другую – небольшое количество раствора нитрата висмута (+3). Затем в обе пробирки по каплям прибавляйте дистиллированную воду (прибавьте предварительно во вторую пробирку несколько капель раствора хлорида натрия) до выпадения осадка малорастворимых оксосолей ЭОСI.

31

6.6.3. Сульфиды сурьмы (+3) и висмута (+3), тиосоли

Возьмите две пробирки, в первую налейте подкисленный раствор хлорида сурьмы (+3), во вторую – раствор нитрата висмута (+3). В обе пробирки добавьте несколько капель раствора сульфида натрия. Отметьте цвет образовавшихся осадков. Составьте уравнения реакций.

Что такое тиосоли и как их можно получить?

6.6.4. Окислительные свойства висмутатов

В пробирке к небольшому количеству сульфата марганца (+2) добавьте несколько капель 2 М раствора азотной кислоты и половину микрошпателя кристаллов соли висмутата натрия или калия. Содержимое пробирки перемешайте стеклянной палочкой. Что наблюдается? Объясните наблюдаемое явление. Составьте уравнение реакции.

6.7.Бор

6.7.1.Свойства борной кислоты и ее солей

А) Работать под тягой! Надеть защитные очки! В фарфоровую чашку на 50 мл налейте 5–7 мл этилового спирта, подожгите содержимое, и в горящий спирт насыпьте немного буры или борной кислоты. Как меняется цвет пламени? Напишите уравнение соответствующей реакции.

Б) Несколько кристалликов буры растворите в воде и добавьте 2–3 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдается?

6.7.2. Окрашенные перлы буры

Нагрейте в ушке нихромовой или платиновой проволоки (проволоку предварительно прокалите!) небольшое количество буры в пламени горелки. После прекращения выделения воды слегка охладите полученный плав и смочите его раствором соли хрома (III) или кобальта. Вновь нагрейте массу до плавления в пламени горелки. Какую окраску приобрело вещество после охлаждения? Напишите уравнения реакций.

Рекомендуемая литература

1.Дей К. Теоретическая неорганическая химия / К. Дей, Д. Сел-

бин. – М. : Химия, 1976.

2.Коттон Ф. Современная неорганическая химия / Ф. Коттон,

Дж. Уилкинсон. – М. : Мир, 1969. – Т. 1–3.

3.Угай Я. А. Общая и неорганическая химия / Я. А. Угай. – М. :

Высш. шк., 1997. – 526 с.

4.Неорганическая химия. Т. 2. Химия непереходных элементов / под ред. Ю. Д. Третьякова,– М. : Академия, 2004. – 368 с.

5.Неорганическая химия. Химия элементов. Кн. 1 / Ю. Д. Третья-

ков [и др.]. – М. : Химия, 2001. – 472 с.

32

Тема 7. ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

План семинара

1.1-й закон термодинамики. Внутренняя энергия и ее составляющие. Тепловой эффект при изобарном и изохорном процессах. Энтальпия.

2.Тепловые эффекты химических реакций, их классификация. Термохимические реакции. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него. Применение закона Гесса для расчетов энергетических характеристик различных процессов.

3.Энтропия как мера структурной неупорядочности в системе. Изменение энтропии в химических процессах. Энтропия фазовых переходов. Стандартная энтропия. 2-е начало термодинамики.

4.Энергия Гиббса. Стандартный изобарно-изотермический потенциал. Направление химических процессов.

5.Химическое равновесие и химическая кинетика. Закон действующих масс. Температурная зависимость скорости реакции (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса). Константа химического равновесия. Энергия и энтропия активации. Связь изобарного потенциала с константой химического равновесия.

Решение задач по теме (по указанию преподавателя).

Рекомендуемая литература

1.Коттон Ф. Современная неорганическая химия / Ф. Коттон,

Дж. Уилкинсон. – М. : Мир, 1969. – Т. 1–3.

2.Шрайвер Д. Неорганическая химия. Т. 1 / Д. Шрайвер, П. Эт-

кинс. – М. : Мир, 2004. – 680 с.

3.Угай Я. А. Общая и неорганическая химия / Я. А. Угай. – М. :

Высш. шк., 1997. – 526 с.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

7.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой

Для определения тепловых эффектов реакций, протекающих в водных растворах, можно пользоваться калориметрической установкой, изображенной на рис. 7. Во взвешенный калориметрический стакан 2 отмерьте цилиндром 50 мл 1 N раствора щелочи (NaOH), предварительно измерив ее температуру с точностью до 0,1ºС. В другой стакан поместите такой же объем 1 N раствора кислоты (HCl), и измерьте ее тем-

33

пературу с такой же точностью. Быстро добавьте раствор кислоты в калориметрический стакан, непрерывно перемешивая образующийся раствор. Отметьте максимальную температуру, которую покажет термометр 4 после сливания растворов. Найдите среднюю температуру раствора до реакции – среднее арифметическое из температур растворов

щелочи и кислоты.

Полученные данные запишите в такой последовательности:

Масса калориметрического стакана, г

Средняя температура растворов до реакции, ºС

Максимальная температура раствора после реакции, ºС

Теплоемкость системы, Дж/К Количество теплоты, выделившейся в ка-

лориметре, Дж Энтальпия реакции нейтрализации, Дж

Относительная ошибка определения, %

mp равна 4,18 Дж/г; mc – масса стакана.

2. Составьте уравнение реакции нейтрализации и рассчитайте энтальпию реакции нейтрализации 1 эквивалента кислоты по формуле:

∆Ннейтр = ∆Нх • 1000/50,

где ∆Нх – количество теплоты, выделившейся в калориметре. 3. Определите относительную ошибку опыта.

Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянных температуре и давлении, равен изменению энтальпии в процессе. Обычно тепловой эффект относят к 1 молю вещества при температуре 25 оС и давлении 1 атм. Большое значение для развития химии имело определение теплот нейтрализации как частного случая определения тепловых эф-

34

фектов химических реакций. Было установлено, что теплота нейтрализации грамм-эквивалента кислоты щелочью является постоянной величиной. Этот факт объяснила теория электролитической диссоциации Аррениуса, согласно которой любая реакция нейтрализации сводится к образованию молекулы воды из катиона водорода и аниона гидроксила. Постоянство величины ∆Ннейтр было обнаружено во всех случаях, когда сильная кислота нейтрализуется сильным основанием. Теплоты нейтрализации слабых кислот и оснований отличаются от теплот нейтрализации сильных кислот и оснований, и их величина не является постоянной.

7.2. Определение теплоты гидратации

Гидратацией называется электростатическое взаимодействие частиц растворенного вещества с полярными молекулами воды, в результате чего на поверхности частицы образуется гидратная оболочка, состоящая из определенным образом ориентированных молекул воды. Нейтральные молекулы гидратируются слабее, чем ионы. Иногда гидраты бывают настолько прочными, что при кристаллизации вещества из раствора ион входит в состав кристаллической решетки вместе с молекулами воды. Такие структуры называются кристаллогидратами. Процесс гидратации – экзотермический процесс.

Для определения теплоты гидратации сульфата меди, в предварительно взвешенный сухой калориметрический стакан налейте 100 мл дистиллированной воды. Взвесьте 3,5 г безводного сульфата меди с точностью до 0,01 г. Отметьте с точностью до 0,1 ºС температуру воды в калориметрическом стакане t1. Затем при работающей мешалке всыпьте соль и отметьте максимальную температуру t2. Приняв плотность раствора равной единице, его удельную теплоемкость – 4,18 Дж/г · град., удельную теплоемкость стекла – 0,76 Дж/г · град. и зная массу раствора и массу калориметрического стакана, вычислите количество теплоты, выделившейся при растворении навески соли.

Рассчитайте теплоту растворения 1 моля безводного сульфата меди ∆H1 по формулам, приведенным в работе 7.1.

Опыт повторите, взяв вместо безводной соли навеску ~3,5 г кристаллогидрата сульфата меди, и определите его теплоту растворения ∆H2. По полученным данным рассчитайте теплоту гидратации сульфата меди, т. е. тепловой эффект процесса:

CuSO4 (кр) + 5 H2O (ж) = CuSO4 • 5 H2O (кр),

∆Hгидр = ∆H1 – ∆H2.

35

Вчетыре другие пробирки отмерьте пипеткой по 6 мл раствора серной кислоты. Слейте по очереди, попарно, приготовленные растворы тиосульфата натрия и серной кислоты, быстро перемешайте и отсчитайте по секундомеру время с момента сливания до начала появления мути

вкаждой пробирке. Скорость реакции определите как величину, обратно пропорциональную найденному времени.

Приняв концентрацию раствора тиосульфата натрия в первой пробирке равной единице, постройте график зависимости скорости реакции от концентрации раствора, откладывая на оси абсцисс концентрации, а на оси ординат – относительную скорость реакции. Каким должен быть график при идеальном выполнении закона действия масс?

Составьте уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Запишите математическое выражение закона действия масс.

8.2.Влияние температуры на скорость реакции

Вчетыре чистые нумерованные пробирки (1, 2, 3, 4) налейте пипеткой по 4 мл раствора тиосульфата натрия, а в четыре другие (1а, 2а, 3а, 4а) – по 4 мл раствора серной кислоты. Все пробирки поместите в стакан с водой и через 5 мин, измерив температуру воды, слейте содержимое пробирок 1 и 1а, не вынимая их из воды быстро перемешайте и отсчитайте по секундомеру время с момента сливания до начала появления мути. Стакан с водой и пробирками нагрейте до температуры, на 10 °С выше первоначальной, и повторите опыт с пробирками 2 и 2а. Про-

ведите опыты с остальными пробирками, повышая температуру воды каждый раз ещё на 10 оС.

Данные опыта запишите в таблицу 5.

Постройте график зависимости скорости реакции от температуры. По полученным опытным данным рассчитайте величину температурного коэффициента, который выражает зависимость скорости реакции от

37

изменения температуры на 10 °С.

8.3. Скорость взаимодействия магния с соляной кислотой

В данной работе предполагается определить скорость растворения металлического магния в разбавленных растворах соляной кислоты различной концентрации (от 0,5 до 0,2 М). Опыт проводите в приборе, изображенном на рис. 8.

Прибор состоит из бюретки 1, держателя магния 2 с резиновым кольцом 3 и стакана 4 емкостью 250 мл. На кончик края бюретки наденьте резиновую трубку. Держатель представляет собой загнутую стеклянную трубку с запаянным концом. Короткий конец держателя должен быть слегка расширен в форме узкой лопаточки.

верхности магния опустите конец держателя с пластинкой магния на несколько секунд в 0,1 М раствор соляной кислоты, затем обмойте дистиллированной водой и обсушите фильтровальной бумагой. Конец держателя с магнием введите вовнутрь бюретки, второй конец держателя остается снаружи бюретки. Держатель прикрепите к бюретке резиновым кольцом 3, как показано на рисунке. Бюретку вместе с держателем опустите в стакан и закрепите в зажиме штатива.

Определение скорости реакции производите следующим образом. Открыв кран бюретки, налейте в стакан 0,5 М раствор соляной кислоты. Кислоту наливайте с таким расчетом, чтобы уровень ее в бюретке немного не доходил до пластинки магния. После этого осторожно засосите с помощью отводной трубки кислоту в бюретку. Когда кислота заполнит бюретку на 1–2 см выше верхнего деления бюретки, закройте кран. Наблюдайте начало реакции и постепенное заполнение бюретки водородом. Когда уровень жидкости в бюретке достигнет первоначального (верхнего) деления бюретки, сделайте первый отсчет времени по секундомеру. Наблюдения продолжайте до тех пор, пока в бюретке не

38

соберется 20–30 мл водорода. Тогда сделайте второй отсчет объема водорода и отсчет времени. Отсчеты записывайте. Аналогично повторите опыт с 0,4; 0,3; 0,2 М растворами кислоты. В тех опытах, где растворение идет медленно, можно ограничиться меньшим количеством водорода: 20 мл для 0,3 М раствора и 10 мл для 0,2 М раствора кислоты. Количество растворившегося при реакции магния пропорционально объему выделенного водорода. Поэтому скорость растворения магния может быть выражена числом мл водорода, выделившегося во время реакции с единицы поверхности в единицу времени, т.е.

νϑ = SV•t ,

где S – свободная поверхность магния; t – время опыта в минутах;

V – объем водорода, выделившегося за время t.

При точных определениях объем V должен быть приведен к нормальным условиям, в данной работе эта поправка может быть опущена. Пользуясь приведенной формулой, рассчитайте скорость растворения магния для всех четырех концентраций соляной кислоты. С помощью полученных величин дайте графическое изображение зависимости скорости растворения магния от концентрации соляной кислоты (на графике по оси абсцисс отложите концентрацию соляной кислоты, по оси ординат – скорость растворения магния). Сделайте соответствующий вывод о характере зависимости растворения магния от концентрации соляной кислоты.

Тема 9. РАСТВОРЫ

Решение задач по теме (по указанию преподавателя)

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

9.1. Определение молярной массы неэлектролитов

Растворы замерзают при температурах более низких, чем чистый растворитель. Обозначим температуру замерзания раствора через t, температуру замерзания чистого растворителя через t0, понижение температуры замерзания через ∆tзам., тогда:

∆tзам = t0 – t.

39

В соответствии со вторым законом Рауля, понижение температуры замерзания раствора пропорционально концентрации растворенного вещества:

∆tзам = K · C,

где C – моляльная концентрация; K – криоскопическая константа. При C = 1 моль/кг ∆tзам = K, т. е. криоскопическая константа означает понижение температуры замерзания одномоляльного раствора, она зависит от природы растворителя. Учитывая, что C = m/M, где m – масса растворенного вещества в 1000 г растворителя, а M – молярная масса растворенного вещества, можно определить M:

Метод определения молярной массы растворенного вещества по понижению температуры замерзания раствора называется криоскопическим.

Для проведения опыта используйте прибор, изображенный на рис. 9. Наружный сосуд емкостью 0,5 л заполните охлаждающей смесью из снега или льда (3 вес. части) с поваренной солью (1 вес. часть), во внутренний стакан емкостью 200 мл вставьте термометр с ценой деления 0,1 °С и проволочную мешалку. Измерьте термометром температуру охладительной смеси.

Она должна быть в пределах от -3 до -5 °С,

40