Термохимические уравнения реакций

С помощью указанной методики можно определить тепловой эффект реакций

HNO_3(р-р) + NaOH_(р-р) = NaNO_3(р-р) + H₂O_(ж) + Q₁

HNO_3(р-р) + NH_3(р-р) = NH₄NO_3(р-р) + Q₂

2. Метод расчета теплового эффекта реакции взаимодействия NH₄NO_3(р-р) и NaOH_(р-р)

Тепловой эффект реакции: NH₄NO_3(р-р) + NaOH_(р-р) = NaNO_3(р-р) + NH_3(р-р) + H₂O + Q₃

 по закону Гесса равен Q₃ = Q₁ – Q₂

Критерии оценивания:

1) Методика определения теплового эффекта реакции – 6 баллов

2) Термохимические уравнения реакций: 2 реакции по 3 балла – 6 баллов

3) Метод расчета теплового эффекта реакции взаимодействия нитрата аммония (раствор) и гидроксида натрия (раствор) по закону Гесса – 6 баллов

4) Экспериментальное определение изменения температуры в процессе реакции в диапазоне 16–22 °С для реакции HNO₃ + NaOH и 14–18 °С для реакции HNO₃ + NH₃ – 2 балла за каждый эксперимент – 4 балла

5) Расчет теплового эффекта реакции HNO₃ + NaOH (принимаются значения 45–65 кДж/моль) – 2 балла

6) Расчет теплового эффекта реакции HNO₃ + NH₃ (принимаются значения 40–60 кДж/моль) – 2 балла

7) Расчет теплового эффекта реакции NH₄NO₃ + NaOH (принимаются значения (-1) – (-10) кДж/моль) – 4 балла

8) За несоблюдение техники безопасности полагаются штрафные баллы, (-1) балл за каждое нарушение

Альтернативное решение:

1. Методика определения теплового эффекта реакции:

1) Смешайте в термокружке 50 мл раствора NH₄OH и HNO₃ для получения раствора NH₄NO₃

2) Дождитесь охлаждения полученного раствора до комнатной температуры. Измерьте температуру раствора с помощью термометра. Запишите полученное значение начальной температуры раствора (T₀)

3) Отмерьте 50 мл раствора NaOH и быстро залейте его в мерную кружку. Перемешайте раствор стеклянной палочкой.

4) Опустите термометр в термокружку. С помощью термометра следите за температурой полученного раствора. Когда температура прекратит изменяться, запишите полученное значение конечной температуры раствора (T₁)

5) Рассчитайте количество выделившегося тепла (Q) в ходе реакции по формуле: Q = c∙m∙(T₁ – T₀), где с – удельная теплоемкость раствора, m – масса раствора (0,15 кг).

6) Тепловой эффект реакции равен количеству выделившегося тепла, деленному на количество вещества вступивших в реакцию веществ (3 моль/л∙0,05 л = 0,15 моль).

Термохимические уравнения реакций

С помощью указанной методики можно определить тепловой эффект реакций

NH₄NO_3(р-р) + NaOH_(р-р) = NaNO_{3 (р-р)} + NH_3(р-р) + H₂O_(ж) + Q

Тепловой эффект реакции, рассчитанный в пунктах 5-6 методики, соответствует тепловому эффекту реакции нитрата аммония (раствор) и гидроксида натрия (раствор).

Критерии оценивания (альтернативное решение):

1) Методика определения теплового эффекта реакции – 6 баллов (0 баллов, если не указано, что раствор нитрата аммония должен остыть до комнатной температуры)

2) Термохимическое уравнение реакции NH₄NO₃ + NaOH – 6 баллов

Уравнение реакции HNO₃ + NaOH – 6 баллов

3) Экспериментальное определение изменения температуры в процессе реакции в диапазоне (-0,5) – (-3) °С для реакции NH₄NO₃ + NaOH – 4 балла

4) Расчёт теплового эффекта NH₄NO₃ + NaOH (принимаются значения (-2) – (-13) кДж/моль) - 8 баллов

5) За несоблюдение техники безопасности полагаются штрафные баллы, (-1) балл за каждое нарушение

 

Класс

 

1. Методика определения мольных долей Cu и Ni в монетном сплаве

1) Для приготовления анализируемого раствора монету необходимо растворить в азотной кислоте, затем удалить избыток азотной кислоты с помощью карбамида:

a) M + 4HNO_3(конц.) = M(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O или

3M + 8HNO_3(разб.) = 3M(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O;

b) HNO₃ + (NH₂)₂C=O = (NH₂)₂C=OH⁺ NO₃^-.

Полученный раствор количественно переносят в мерную колбу, разбавляют до метки.

2) Для определения суммарной концентрации ионов меди и никеля отберите с помощью пипетки аликвоту раствора в колбу для титрования, разбавьте ее водой. Добавьте аммиачный буфер (примерно 5 мл) до появления синей окраски, затем – индикатор мурексид на кончике шпателя. Бюретку промойте раствором трилона Б, затем заполните её этим раствором. При постоянном перемешивании добавляйте по каплям раствор трилона Б к пробе до перехода окраски из желтой или желто-зеленой в лиловую. Для проверки повторите эксперимент еще 2 раза – результаты должны сойтись в пределах 0,1 мл.

3) Для определения концентрации ионов меди отберите с помощью пипетки аликвоту раствора в колбу для титрования, разбавьте ее водой и добавьте 10-15 мл раствора иодида калия. Поставьте колбу в темное место (или оберните ее фольгой) на 5 минут. Бюретку промойте раствором тиосульфата натрия, затем заполните её этим раствором. При постоянном перемешивании добавляйте по каплям раствор тиосульфата натрия к пробе до постепенного исчезновения выделившегося иода. Вблизи точки эквивалентности добавьте 5 капель раствора крахмала и продолжите добавление раствора тиосульфата натрия до исчезновения синей окраски. Для проверки повторите эксперимент еще 2 раза – результаты должны сойтись в пределах 0,1 мл.

4) На основании полученных данных определите концентрации ионов меди и никеля в приготовленном растворе и мольные доли этих металлов в монетном сплаве.

 

2. Уравнения реакций, о которых идёт речь в задаче:

1) M + 4HNO_3(конц.) = M(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O или

3M + 8HNO_3(разб.) = 3M(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2) HNO₃ + (NH₂)₂C=O = (NH₂)₂C=OH⁺ NO₃^-

3) M²⁺ + H₂(C₁₀H₁₂O₈N₂)^2– = M(C₁₀H₁₂O₈N₂)^2– + 2H⁺

4) 2Cu(NO₃)₂ + 4KI = I₂ + 2CuI + 4KNO₃

5) I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

 

3. Далее приведены расчётные формулы.

1) Общее количество ионов меди и никеля в аликвоте:

2) Количество ионов меди в аликвоте:

3) Соотношение количеств ионов металлов в аликвоте пропорционально соотношению их количеств в объеме мерной колбы, а также соотношению в исходной монете. Тогда мольные доли металлов можно выразить следующим образом:

%

4. Восстановление иода, связанного в иод-крахмальный комплекс, протекает слишком медленно, что может привести к перетитрованности раствора. Поэтому крахмал следует добавлять только в конце титрования.

 

Рекомендации к оцениванию:

1.	Методика количественного анализа, включая: · описание пробоподготовки (растворение в азотной кислоте, удаление избытка азотной кислоты с помощью карбамида) – 1 балл; · общая схема комплексонометрического титрования (определение суммарного содержания металлов, прямое титрование, использование аммиачного буфера, титрант: трилон Б) – 2 балла; · общая схема иодометрического титрования (определение меди, титрование заместителя, добавление избытка раствора иодида калия, титрант: тиосульфат натрия) – 2 балла; · указание на изменение окраски индикаторов – по 0.5 балла.	6 баллов
2.	Уравнения реакций (пункт №2) – по 1 баллу.	5 баллов
3.	Расчетные формулы: · суммарное количество ионов меди и никеля – 1 балл; · количество ионов меди – 1 балл; · мольные доли меди и никеля – по 0.5 балла.	3 балла
4.	Обоснование использования крахмала в конце титрования.	1 балл
5.	Объемы титрантов с учетом ошибки: · < 3% - 5 баллов · 3 – 6% - 4 балла · 6 – 9% - 3 балла · 9 – 13% - 2 балла · 13 – 20% - 1 балл · > 20% - 0 баллов	10 баллов
6.	Значения мольных долей металлов – по 1 баллу.	2 балла
7.	Полное соблюдение техники безопасности. · Каждое нарушение – минус 0.5 балла.	3 балла
ИТОГО:		30 баллов

 

Класс

1. Методика определения концентрации I₂ в ходе реакции.

Внесите в колбу на 100 мл 60 мл раствора хлорида железа и 40 мл раствора иодида калия и закройте колбу пробкой. Подготовьте колбы для титрования, налейте в них по 100 мл воды (примерно) и поместите в охлаждающую смесь. Бюретку промойте раствором тиосульфата натрия, затем заполните её эти раствором. Через 20 минут с помощью пипетки отберите аликвоту исследуемого раствора в колбу для титрования и определите концентрацию иода. В ходе титрования при постоянном перемешивании добавляйте по каплям раствор тиосульфата натрия к реакционной смеси, по достижении светло-желтой окраски добавьте 5 капель крахмала и быстро оттитруйте до исчезновения синей окраски. Повторяйте отбор пробы и титрование каждые 20 минут до достижения равновесия.

2. Уравнения реакций восстановления Fe(III) иодидом без избытка KI (уравнение (1)) и с избытком KI (уравнение (2)):

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl	(1)
2FeCl3 + 3KI(изб.) = 2FeCl2 + KI3 + 2KCl	(2)

3. Выражения констант равновесия для этих двух процессов:

4. Далее приведены расчётные формулы.[3]

1) ;

2) ;

3) ;

4) ;

5) ;

6) , K_теор = 4200

5. Причины расхождения константы, найденной в ходе эксперимента К_равн и рассчитанной теоретически К_теор: гидролиз ионов железа (стандартные потенциалы относятся к рН = 1); образование комплексов ионов железа с хлорид-ионами.

6. Уравнение реакции иода с тиосульфатом натрия:

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

7. Доказательством достижения равновесия служит неизменность концентрации иода во времени.

Рекомендации к оцениванию:

1.	Уравнения реакций FeCl3 c KI – по 1 баллу	2 балла
2.	Выражения для констант равновесия – по 1 баллу	2 балла
3.	Методика определения константы равновесия, включая: · указание на необходимость охлаждения – 1 балл; · общая схема титрования – 4 балла; · указание на изменение окраски индикатора – 1 балл.	6 баллов
4.	Уравнение реакции I2 c Na2S2O3.	1 балл
5.	Доказательство достижения равновесия.	1 балл
6.	Объем титранта с учетом ошибки · < 3% – 5 баллов; · 3 – 6% – 4 балла; · 6 – 9% – 3 балла; · 9 – 13% – 2 балла; · 13 – 20% – 1 балл; · > 21% – 0 баллов.	5 баллов
7.	Экспериментальное значение константы равновесия с учетом ошибки: · < 25% – 6 баллов; · 25 – 50% – 4 балла; · 50% – 2 балла; · отсутствие значения константы равновесия – 0 баллов.	6 баллов
8.	Сравнение экспериментальных и теоретических данных, включая: · расчет константы равновесия из значений потенциалов – 2 балла; · объяснение причин расхождения констант – 2 балла.	4 балла
9.	Полное соблюдение техники безопасности. · Каждое нарушение – минус 0,5 балла.	3 балла
ИТОГО:		30 баллов