Определение молярной массы эквивалента металла

Теоретические основы. Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Фактор эквивалентности (химический эквивалент), f_Э - это количество вещества (моль), которое реагирует с 1 молем атомов водорода или замещает это количество в химических соединениях.

Молярная масса эквивалента, М_Э - это масса одного эквивалента вещества (г/моль).

М_Э = f_Э М (М - молярная масса вещества)

Вычисление молярных масс эквивалентов проводятся с использованием следующих формул:

а) для простых веществ и элементов в соединениях

М_Э = М / В (В - валентность элемента)

б) для кислот или оснований М_Э = М / n (n - основность кислоты или кислотность основания, т.е. число ионов Н⁺ или ОН^-)

в) для оксидов и солей М_Э = М / p q (p - число атомов металла; q - валентность металла)

Число эквивалентов веществаn = m / M_Э.

Для веществ, находящихся в газообразном состоянии

n = V⁰ / V_Э⁰ (V⁰ - объем газа при н.у.)

V_Э⁰ - молярный объем эквивалента газа - объем, занимаемый одним эквивалентом газа при нормальных условиях.

Способы записи закона эквивалентов:

n₁= n₂ ; M₁ / M_{Э 1} = М₂ / M_{Э 2} ; V⁰₁ / V_Э⁰₁ = V⁰₂ / V_Э⁰₂

Цель работы. Экспериментально определить объем водорода, выделившегося в процессе реакции металла с соляной кислотой. Зная эквивалентный объем водорода, вычислить молярную массу эквивалента металла, используя закон эквивалентов. Вычислить молярную массу металла.

Порядок работы.

 

1. Опыты по определению объемов газов, выделяющихся в процессе реакции, проводятся в специальных приборах, называемых эвдиометрами. Стандартный эвдиометр состоит из двух соединенных резиновым шлангом трубок, одна из которых градуирована (бюретка) и соединена посредством резиновой пробки и шланга с пробиркой. Выделяющийся водород из склянки Оствальда (или пробирки) поступает в верхнюю часть градуированного сосуда и вытесняет из него воду. Открытый неградуированный сосуд называется уравнительным.

2. Проверьте герметичность прибора: присоединив пробирку к эвдиометру, опустите уравнительный сосуд на 20-25 см ниже его первоначального положения. Если прибор герметичен, уровень воды в градуированном сосуде, несколько понизившись в начальный момент, в дальнейшем остается постоянным.

3. Отсоединив пробирку, установите уравнительный сосуд так, чтобы уровень воды в градуированном сосуде совпал с верхней меткой шкалы - V₁ (уровень отсчитывается по нижнему мениску жидкости).

4. Взвесьте на технохимических весах 0.12-0.15 г металлической стружки (m) и заверните металл в бумагу, на которой проводилось взвешивание, таким образом, чтобы получившийся сверток мог свободно перемещаться в пробирке и был открыт с одного конца для обеспечения доступа кислоты к металлу.

5. Отмерьте мерным цилиндром 10 мл соляной кислоты и залейте ее в пробирку.

6. Держа пробирку наклонно, поместите в верхнюю часть ее сверток с металлом и присоедините к эвдиометру.

7. Стряхните сверток с металлом в кислоту. В процессе химической реакции следите за тем, чтобы весь металл прореагировал с соляной кислотой.

8. После окончания реакции охладите пробирку до комнатной температуры.

9. Опустите уравнительный сосуд до уровня воды в градуированном сосуде. Снимите показание уровня воды - V₂.

10. Запишите температуру (t) и давление (Р) в лаборатории. По таблице зависимости давления пара от температуры (приложение 1) определите давление насыщенного водяного пара (h).

11. Проведите расчет молярной массы эквивалента металла. Имейте в виду, что измеренный при давлении Р и температуре t объем выделившегося водорода (V₂ - V₁) не может быть непосредственно применен к расчетам молярной массы эквивалента металла. Необходимые расчетные формулы приводятся в форме лабораторного отчета.

12. Рассчитайте по формуле теоретическое значение молярной массы эквивалента металла.

13. Зная валентность металла, рассчитайте его молярную массу и определите, о каком металле идет речь.

14. Рассчитайте теоретическое значение молярной массы эквивалента металла, использованного в настоящей работе.

15. Рассчитайте абсолютную (А) и относительную (К) ошибки опыта.

16. Сделайте выводы о точности Ваших измерений и возможных причинах ошибки.

17. Составьте лабораторный отчет по прилагаемой форме.

 

Форма лабораторного отчета.

 

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Уравнение реакции.

4. Экспериментальные данные:

а) масса металла m =......

б) уровень воды в бюретке до реакции V₁ =.....

в) уровень воды в бюретке после реакции V₂ =.....

г) объем выделившегося водорода V = V₁ - V₂ =.....

д) температура воздуха в лаборатории t =.....

е) атмосферное давление Р =.....

ж) давление насыщенного водяного пара h =.....

5. Расчеты:

а) объем выделившегося водорода, приведенный к н.у.:

V_o = =.......

б) молярная масса эквивалента металла

М_Э (эксп.) = =

в) молярная масса металла М = М_Э × В

в) теоретическое значение молярной массы эквивалента металла: М_Э (теор.) = М (M) / B =.....

г) абсолютная ошибка эксперимента

А = М_Э (теор.) - М_Э (эксп.)

д) относительная ошибка эксперимента

K =

6. Выводы.

 

 

Типовые задачи

 

1. Оксид металла содержит 10,00 г металла и 8,88 г кислорода. Определите молярную массу эквивалента металла.

2. Гидрид металла содержит 2,02 г водорода и 13,88 г металла. Определите молярную массу эквивалента металла.

3. При сгорании 53,96 г металла образуется 101,96 г оксида металла. Определите молярную массу эквивалента металла.

4. 72 г гидрида металла содержат 3,03 г водорода. Определите молярную массу эквивалента металла.

5. 4,80 г кальция и 7,85 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если молярная масса эквивалента кальция равна 20,0 г/моль.

6. Определите молярные массы эквивалентов металла и серы, если 4,86 г металла образуют 5,22 г оксида и 5,58 г сульфида.

7. 4,00 г некоторого металла соединяются с 35,56 г брома и с 7,12 г серы. Определите молярные массы эквивалентов металла и брома, если молярная масса эквивалента серы равна 16,0 г/моль.

8. При взаимодействии 0,595 г некоторого вещества с 0,275 г хлороводорода получено 0,440 г соли. Определите молярные массы эквивалентов вещества и образовавшейся соли.

9. 0,752 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили 0,936 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определите эквивалентный объем водорода, если молярная масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.

10. На восстановление 11,75 г оксида металла потребовалось 2800 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Определите молярные массы эквивалентов оксида и металла.

11. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Определите массу металла.

 

Лабораторная работа 2

Определение теплового эффекта реакции нейтрализации

Теоретические основы. Совокупность тел, выделенная из пространства, называется системой. Если в ней возможен массо- и теплообмен, то такая система называется термодинамической. Химическая система, в которой возможно протекание реакции, представляет собой частный случай термодинамической системы.

Состояние системы определяется совокупностью ее свойств и характеризуется термодинамическими параметрами, к числу которых относятся температура, давление, объем. Одной их основных фундаментальных функций состояния является полная энергия, Е, представляющая собой сумму трех составляющих: кинетической энергии движущейся системы (К), потенциальной энергии, обусловленной воздействием на систему внешних силовых полей (П) и внутренней энергии системы (U). При термодинамическом описании предполагают, что система находится в относительном покое (К=0) и воздействие внешних полей пренебрежимо мало (П=0). В этом случае полная энергия системы определяется запасом ее внутренней энергии (Е=U). В соответствии с законом сохранения энергии, выражающим первое начало термодинамики, общий запас внутренней энергии остается постоянным, если отсутствует тепловой обмен с окружающей средой.

Сообщенное системе тепло расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил (работа по расширению или сжатию системы). Химические реакции чаще всего проходят в условиях постоянного давления (в изобарных условиях), Р= Const. Работа расширения (сжатия) в этом случае может быть записана в виде: А = РDV. Прирост или потеря тепла системой в изобарных условиях носит название “изменение энтальпии системы”:

DН = H_{(конечных продуктов)} - H_{(начальных продуктов)} = DU + РDV.

В том случае, если все конечные продукты и начальные реагенты находятся в стандартных условиях (Р = 760 мм рт. ст. или 101,3 кПа, Т=298,15 К или 25⁰С, концентрации растворенных веществ С=1моль/л), изменение энтальпии обозначают символом DН⁰ и называют стандартной энтальпией процесса.

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, - эндотермическими. Уравнение химической реакции, включающее величину теплового эффекта (энтальпии), называется термохимическим уравнением. При этом выделяемая теплота записывается со знаком “ + ”, а поглощаемая - со знаком “ - ”. Выделение теплоты системой означает, что энергия конечных продуктов меньше, чем энергия исходных веществ, т.е.

DН = H_{(конечных продуктов)} - H_{(начальных продуктов)} < 0

Поглощение теплоты системой означает, что энергия конечных продуктов больше, чем энергия исходных веществ:

DН = H_{(конечных продуктов)} - H_{(начальных продуктов)} > 0

Условия экзотермической реакции: Q > 0; DН < 0.

Условия эндотермической реакции: Q < 0; DН > 0.

Например, 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2Н₂О (ж) + 571,6 кДж или 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2Н₂О (ж); D Q = - 571,6/2 = 259,8 кДж

Теплотой образования соединения называется количество выделяемой или поглощаемой теплоты при образовании 1 моля соединения из простых веществ.

Вычисление теплоты реакции по теплотам образования участвующих в ней веществ проводится на основании закона Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от состояния исходных и полученных веществ и не зависит от того, через какие стадии проходит реакция. Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.

Из закона Гесса следует, что теплота реакции равна разности между суммами стандартных теплот образования конечных продуктов и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.

 

Цель работы. Экспериментальное определение теплового эффекта реакции нейтрализации.

 

Порядок работы.

Опыты по определению тепловых эффектов химических реакций проводятся в специальных приборах, называемых калориметрами. Простейший калориметр состоит из двух стаканов, вставленных один в другой и имеющих теплоизоляционную прокладку для уменьшения теплообмена со внешней средой. Сверху прибор закрывается крышкой с тремя отверстиями для химической воронки, мешалки и термометра.

1. Взвесьте на технохимических весах калориметрический стакан. Массу стакана (m₁) запишите в тетрадь.

2. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора серной кислоты и налейте ее в калориметрический стакан. Измерьте термометром температуру раствора кислоты (t_k).

3. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора гидроксида натрия и вылейте его в стеклянный стакан. Измерьте термометром температуру раствора щелочи (t_щ).

4. Соберите как показано на рисунке калориметрический прибор и через воронку быстро при постоянном перемешивании влейте раствор щелoчи в раствор серной кислоты.

5. По термометру отметьте максимальное значение температуры в реакционном стакане (t₂).

 

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Уравнение реакции нейтрализации.

4. Экспериментальные данные:

а) масса калориметрического стакана m₁ =......

б) температура раствора кислоты t_к =.....

в) температура раствора щелочи t_щ =.....

г) самая высокая конечная температура t₂ =......

5. Расчеты:

а) исходная температура раствора в калориметре (t₁)

t₁ = (t_к + t_щ ) / 2 = …

б) масса раствора в калориметре (m₂) m₂ = 75 (r_k + r_щ )

где r_k и r_щ - плотности 1,00 М растворов H₂SO₄ и NaOH

в) количество теплоты, выделившейся в процессе реакции: q=(t₂ - t₁ ) (c₁m_{1 +} c₂m₂) =...

где с₁ -удельная теплоемкость алюминия с₁ = 0,88 Дж/г град

с₂ - удельная теплоемкость раствора с₂ = 4,18 Дж/г град

г) экспериментальное значение (Q_нейтр)

Q_нейтр.= 1000q / 75

д) относительная ошибка эксперимента

K =

6. Выводы.

Типовые задачи

При растворении 7,02 г алюминия в соляной кислоте выделилось 21,1 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции (кДж/моль).

При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа.

Используя теплоты образования оксидов кальция и фосфора, равных DН^о(СаО)= – 635,5 кДж/моль и DН^о(Р₂О₅) =

– 1492 кДж/моль, а также теплового эффекта реакции

3СаО + Р₂О₅ = Са₃(РО₄)₂, DН^о = – 739 кДж,

определите теплоту образования ортофосфата кальция.

Вычислите тепловой эффект реакции PCl₃ +Cl₂ = PCl₅, если известны теплоты образования PCl₃ и PСl₅, которые равны

-317,6 и -454,8 кДж/моль соответственно.

Какое количество теплоты выделится при сгорании 1 л метана по уравнению реакции:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О (г), если теплоты образования метана, оксида углерода (IV) и воды равны соответственно –74,9; –395,4 и –241,0 кДж/моль.

Определите качественное изменение энтропии в реакциях:

I₂ (газ) ® I₂ (тв.); Н₂О (ж.) ® Н₂О (газ);

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO + 6H₂O (газ); H₂ + I₂ ® 2HI

7.Рассчитайте, какая из реакций при стандартных условиях

идет самопроизвольно:

Fe(тв.) + Al₂O₃ (тв.) ® Al (тв.) + Fe₂O₃ (тв.);

3MgO (тв.) + 2Al (тв.) ® 3Mg (тв.) + Al₂O₃ (тв.).

DН^о_обр(Al₂O₃)= –1670; DН^о_обр(Fe₂O₃)= –822; DН^о_обр(MgO)= –602 кДж/моль; S^o(Al)=28,5; S^o(Fe)=27,2; S^o(Mg)=32,6; S^o(Al₂O₃)=51,0; S^o(Fe₂O₃)=87,4; S^o(MgO)=26,8 кДж/моль К.

 

 

Лабораторная работа 3

Скорость химической реакции.

Теоретические основы. Скорость химической реакции можно рассматривать как изменение количеств реагирующих или образующихся в процессе реакции веществ за единицу времени. Если реакция проходит при постоянном объеме, то ее скорость можно описать как изменение молярных концентраций веществ в единицу времени.

v = =

Скорость химической реакции зависит от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, степени измельчения (для гетерогенных реакций), температуры реакционной смеси, присутствия катализаторов.

 

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ (закон действия масс). Для простой одностадийной реакции

а А + b B с С

v = k C C ,

где k - константа скорости реакции, определяющая скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

С_А, С_В - концентрации газообразных или растворенных веществ (концентрации твердых и жидких реагентов - постоянные величины, их значения включены в величину константы скорости реакции и отдельно не записываются).

 

Зависимость скорости реакции от температуры. При увеличении температуры на 10^° скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант Гоффа).

v₂ = v₁ g ,

где v₂ и v₁ - скорости реакции при температурах t₂ и t₁;

g - температурный коэффициент скорости, определяет изменение скорости реакции при изменении температуры на 10^°.

 

Цель работы. Экспериментальное подтверждение закона действия масс (установление зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ) и закона Вант Гоффа (определение величины температурного коэффициента скорости реакции).

Порядок работы.

 

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

Реагирующих веществ.

В качестве экспериментальной реакции берется реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ c cерной кислотой:

Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂

В процессе реакции сначала образуется коллоидный раствор серы, с течением времени наблюдается опалесценция, а затем и полное помутнение реакционной смеси. Временем, за которое протекает реакция, принимаем время, проходящее от момента сливания двух растворов до заметного помутнения смеси.

1. В три пронумерованных химических стакана налейте из бюретки 0,1М раствор тиосульфата натрия: в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл. Затем в первый и во второй стаканы долейте дистиллированной воды - 20 и 10 мл соответственно, так, чтобы объем в каждом стакане составил 30 мл. (Таким образом, условная концентрация в стаканах составит: №1 - С, в №2 - 2С, в №3 - 3С).

2. В стакан №1 добавьте 10 мл серной кислоты из цилиндра, перемешайте стеклянной палочкой и включите секундомер. Определите время в секундах от момента слияния растворов до помутнения раствора. Результаты занесите в таблицу.

3. Повторите опыты с растворами в стаканах №2 и №3.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

1. Для выполнения опыта возьмите две пробирки и широкий стакан. Налейте в стакан на одну треть воды комнатной температуры.

2. Налейте в одну пробирку 2 мл 0,1М раствора тиосульфата натрия, а в другую - 2 мл 0,1М раствора серной кислоты.

3. Поместите обе пробирки в стакан с водой, измерьте термометром температуру воды в стакане.

4. Слейте растворы в одну пробирку, одновременно включив секундомер. Аналогично предыдущему опыту определите время реакции.

5. Увеличьте температуру реакционной смеси на 10^о. Снова повторите эксперимент, предварительно подержав пробирки в стакане с водой 3 - 5 мин.

Форма лабораторного отчета.

 

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. К опыту 1. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

 

№ стакана	Объем Na2S2O3 V1 (мл)	Объем воды V2 (мл)	Объем H2SO4 V3 (мл)	Время реакции t (сек)	Относит. скорость 1/t

Расчеты и задания:

а) Рассчитайте условную скорость протекания реакции для каждого опыта по формуле:

V_усл = 1/ t, где t - время реакции в секундах.

б) Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс отложите условную концентрацию раствора, а на оси ординат - условную скорость реакции.

в) Проанализируйте график и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагентов.

4. К опыту 2. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

 

№ п/п	Объем (мл)	Темпера-тура,	Время реакции	Относит. скорость
	Na2S2O3	H2SO4	^0С	t, cек	1/t

 

Расчеты и задания:

Вычислите по правилу Вант Гоффа температурный коэффициент скорости реакции g.

Типовые задачи

1. Напишите математическое выражение скоростей следующих реакций:

а) N₂ + O₂ б) С + О₂ в) FeO + H₂

2. Напишите выражение константы равновесия химической реакции: 2А + В 3С + 2D.

3. Найти значение константы скорости реакции А + В ® АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5,0×10^-5 моль / л×мин?

4. Как изменится скорость реакции 2СО + О₂ ® 2СО₂, если повысить концентрацию СО в 3 раза, а концентрацию О₂ – в 2 раза?

5. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В ® А₂В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза?

6. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂ ® 2NO₂, если уменьшить давление в системе в 3 раза?

7. Во сколько раз в системе 2А₂ + В₂ ® 2А₂В надо увеличить концентрацию вещества В₂, чтобы при уменьшении концентрации вещества А₂ в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2?

9. При повышении температуры от 20 до 50⁰С скорость некоторой реакции возросла в 27 раз. Найти температурный коэффициент скорости данной реакции.

10. При 150⁰С некоторая химическая реакция заканчивается за 16 мин. За какое время эта реакция закончится при 180⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2?

11. При 150⁰С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости данной реакции равным 2, рассчитать, через какое время она закончится при 170⁰С.

12. В каком направлении сместится равновесие в системе Н₂О + СО СО₂ + Н₂ при добавлении паров воды?

13. В каком направлении сместится равновесие в системе Ag⁺ + Cl^- AgCl при добавлении хлорида натрия?

14. 14. В каком направлении сместится равновесие в системе 2СО (г) + О₂(г) 2СО₂, DН⁰ = – 566 кДж а) при повышении давления; б) при понижении температуры?

Семинар 2