Визначення молекулярної маси еквівалентів металу

Правила техніки безпеки: дотримуватися загальних правил безпеки при роботі в хімічних лабораторіях. Кислоту у пробірку наливати обережно над кристалізатором. Пробірку к приладу приєднувати круговими рухами.

Необхідні прилади і реактиви: прилад для визначення молярної маси еквівалентів металу (рис.2.1), наважка металу (цинку), розчин хлоридної (соляної) кислоти.

Виконання досліду

1. Перевірте прилад на герметичність. Для цього щільно закрийте пробки, після чого лійку разом з кільцем вийміть з держателя і опустіть вниз на 15-20 см. Рівень води в бюретці трохи знизиться і далі залишатиметься без змін, якщо прилад герметичний. В разі негерметичності - знайдіть причину і усуньте її.

2. Налийте в пробірку через лійку розведеної хлоридної (соляної) кислоти (приблизно 1/3 об^¢єму) і вийміть лійку з пробірки так, щоб вона не торкнулася її стінок.

3. Змочіть водою край папірця, в який загорнена наважка, і за допомогою скляної палички закріпіть на внутрішній стінці пробірки трохи вище рівня кислоти.

4. Обережно, але щільно закрийте пробірку пробкою. Запишіть рівень води V₁ у бюретці.

5. Стряхніть наважку металу в кислоту. Спостерігайте, як виділяється водень, що витискує воду з бюретки. Майте на увазі, що водень насичений водяною парою.

6. Для розрахунків необхідні значення температури і тиску газу у бюретці.

Визначення температури. Дайте пробірці охолонути до кімнатної температури. Запишіть показання термометру.

Визначення тиску.Газова суміш у бюретці знаходиться під тиском атмосфери і стовпчика води за рахунок різних рівней води у бюретці і лійці. Щоб виключити останній, установіть воду у лійці та бюретці на однаковому рівні, після чого запишіть рівень води в бюретці V₂. Парціальний тиск водню в бюретці розраховується за формулою:

р(Н₂)= Р - h,

де Р – атмосферний тиск, h – тиск насиченої пари води при кімнатній температурі.

7. Визначте об^¢єм водню за формулою: V = (V₂ – V₁),мл.

8. Експериментальні і розраховані величини занесіть послідовно у таблицю 1.2.

Таблиця 1.2 – Дані для визначення молекулярної маси еквівалента металу

№ п/п	Параметри	Умовна позначка	Числове значення
	Маса наважки, г	m
	Об^¢єм зібраної газової суміші,мл	V
	Температура досліду,^0С	t
	Атмосферний тиск (за барометром), м.рт.ст.	Р
	Тиск насиченої водяної пари, мм.рт.ст.	h
	Відносна помилку визначення, %	d

 

Обробка результатів досліду

1.Приведіть об^¢єм виділеного водню до нормальних умов:

2. Розрахуйте експериментальну молярну масу еквівалентів металу за формулою:

3. Визначте молярну масу металу за умовою його двовалентності

Визначте назву металу і розрахуйте теоретичну молярну масу еквівалентів металу М_екв^теор.

4. Розрахуйте відносну помилку в процентах за формулою:

У висновках вкажіть, яким методом визначалась молярна маса еквівалентів металу; який закон лежить в основі цього методу; фактори, що впливають на помилку методу.

 

Контрольнізапитанная

1. Дати визначення основним поняттям хімії: атом, молекула, хімічний елемент, відносна атомна маса, відносна молекулярна маса, кількість речовини, одиниця кількості речовини, молекулярна маса, молярний об'єм газу, еквівалент, еквівалентна маса, еквівалентний об'єм.

2. Основні закони хімії та їх зміст: Закон збереження маси та енергії, закон постійного складу, закон еквівалентів, закон Авогадро.

3. 2,6 г гідроксиду металу обробили сірчаною кислотою і одержали 5,7 г сульфату. Визначте молярну масу еквівалентів металу.

4. Мідь утворює два оксиди, в одному з яких масова доля міді 88,9%, а в другому – 80%. Визначте молярні маси еквівалентів міді в обох оксидах

5. 0,35 г двовалентного металу витиснули з кислоти 209 мл водню, який збирали при 20 ⁰С і тиску 102,3 кПа. Визначте молярну масу еквівалентів металу і молярну масу металу. Який це метал?

6. Розрахувати фактори еквівалентності і еквіваленти Na₂CO₃ в реакціях з соляною кислотою з утворенням кислої солі та вуглекислоти.

7. Метал масою 98,1 г при взаємодії з кислотою витискує 33,6 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначте молярну масу еквівалентів металу.

8. Розрахуйте можливі значення молярних мас еквівалентів наступних речовин за їх формулами: H₂SeO₄, Ni(OH)₂, NaHSiO₃, CoOHCI, К₂SO₃.

ЕНЕРГЕТИКА ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Теоретична частина

Для термодинамічного опису хімічних систем використовують функції стану – параметри, значення яких залежать тільки від стану системи в даний момент часу.

Функція стану – це така властивість системи, величина якої однозначно визначається для кожного стану системи незалежно від способу його досягнення. До найважливіших термодинамічних функцій стану відносять: внутрішню енергію U, ентальпію Н, ентропію S, енергію Гіббса G.

Величини внутрішньої енергії, ентальпії, енергій Гіббса завжди вимірюють відносно деякого умовно вибраного стану. Саме тому в позначенні цих величин стоїть знак відносної зміни D (DU = U₂–U₁, тощо). Термодинамічні функції DU, DН, D G, відносять до одного моля речовини і виражають в кДж/моль.

Внутрішня енергія U – це усі види енергії руху та взаємодії частинок системи, крім кінетичної та потенціальної енергії системи в цілому.

Більшість хімічних реакцій, що звичайно зустрічаються,

відбувається або при сталому тиску (у негерметичній або відкритій апаратурі), або при сталому об¢ємі (в автоклаві). Вони є відповідно ізобарними (Р = const) або ізохорними (V = const).

Кількісною мірою теплового ефекту в ізохорних умовах Q _v при однакових температурах реагентів та продуктів реакції є величина зміни внутрішньої енергії реакційної системи:

Q v = D U.

(2.1)

Під час ізобарного процесу крім зміни внутрішньої енергії, в системі виконується також деяка робота А = Р×DV розширення проти сил зовнішнього тиску за рахунок зміни об¢єму DV. Отже, тепловий ефект реакції при сталому тиску:

Qр = DU + Р×DV

(2.2)

Звідси: Q_р = U₂-U₁+ РV₂ – РV₁= (U₂ + РV₂) – (U₁+ РV₁).

Визначимо нову функцію:

H = U + РV

(2.3)

Тоді:Q_р= DH, де DH- зміна ентальпій реакційної системи.

Ентальпія – термодинамічна функція стану, зміна якої відповідає тепловому ефекту реакції при постійному тиску.

Перехід енергії в деякому процесі можна розглядати з боку зовнішнього середовища та з боку системи. У термодинаміці теплоту, що виділяється, вважають від¢ємною, а теплоту, що поглинається – додатньою. У термохімії – протилежна система знаків. Тому:

для екзотермічної реакції Q_{р т.х.}> 0, DH < 0,

для ендотермічної Q_{р т.х.} < 0, DH > 0.

Термохімічнимназивають хімічне рівняння, в якому наведено також тепловий ефект реакції. Суттєво, що в таких рівняннях слід зазначати агрегатний стан речовин: (т)- - твердий, (р) – рідкий, (г) – газоподібний.

Наприклад: 4FeO_(т) + O_2(г) = 2Fe₂O_3(т); D H ^о = -584 кДж

або 4FeO_(т) + O_2(г) = 2Fe₂O_3(т) + 584 кДж.

Наведена реакція є екзотермічною (DH < 0, Q_р> 0).

Верхнім індексом “^о” біля символу ентальпії позначається стандартний стан речовини, нижнім індексом надається значення температури: DH^о_Т.

Стандартним є стан чистої речовини у вказаному агрегатному стані і модифікації при тиску 1,01×10⁵ Па (1 атм) і температурі Т. Стандартною є температура298,15 К (25^оС).

Внутрішня енергія, ентальпія й енергія Гіббса простих речовин у їх стійких модифікаціях (наприклад, газоподібного кисню О₂, вуглецю у виді графіту) у стандартному стані і при стандартній температурі умовно приймаються рівними нулю.

У довідниках звичайно приводять значення термодинамічних функцій різних речовин при Р = 1 атм і Т = =298 К, які називають відповідно стандартними

Стандартна ентальпія утворення DH^о₂₉₈складної речовини – зміна ентальпії в процесі утворення одного моля її з простих речовин у найбільш стійкому стані за стандартних умов.

Термодинаміка хімічних реакцій характеризується змінами термодинамічних функцій DU, DH, DS, DG при їхньому перебігу.

Стандартною ентальпією DH^о_Т (ентропією DS^о_Т, енергією Гіббса

DG ^о_Т) реакції називають зміни цих функцій при такому протіканні даної реакції, коли кожна з вихідних речовин і кожен із продуктів реакції знаходяться у стандартному термодинамічному стані.

Тому що величини U, H, S, G є функціями стану, їхні зміни залежать тільки від кінцевого (2) і початкового (1) станів системи, але не від шляху (проміжних стадій) процесу. Історично це положення було вперше сформульоване для DU_х.р. і DH_х.р. як закон Г.І. Гесса (1840 р.).

Стосовно до хімічної реакції аА + bВ = сС + dD (тут А, В, С, D – формули речовин, а а, b, с, d – стехіометричні коефіцієнти), сказане означає, що:

DФх.р. = (сDФС + d DФD) – (aDФА + bDФВ )

(2.4)

Тобто зміна будь-якої термодинамічної функції в хімічній реакції DФ_х._р. (де Ф = U, або H, або S, або G) дорівнює сумі значень цієї функції для продуктів реакції (2) за відрахуванням суми значень для вихідних речовин (1).

Закон Гесса лежить в основі термохімії– науки, що вивчає теплові ефекти реакцій. Закон Гесса дозволяє відноситися до термохімічних рівнянь як до алгебраїчних: їх можна додавати, віднімати, помножувати на постійне число, тощо. Беручи до уваги, що теплові ефекти слабко залежать від температури, можна вважати:

ΔH^0T ≈ ΔH^0298

(2.5)

Ентропія S - функція стану, що відбиває ступінь невпорядкованості у взаємному розташуванні і русі частинок системи.

На відміну від інших термодинамічних функцій, для величини ентропії речовини можна визначити абсолютні S (а не відносні DS ) значення при різних температурах. Це пояснюється тим, що при температурі, що наближається до абсолютного нуля (Т®0), ентропія всіх речовин у стані ідеальних кристалів наближається до нуля.

Ентропія має розмірність енергії, віднесеної до температури і виражається в Дж/(моль× К). Ентропія зростає при нагріванні речовини, при переході із кристалічного в рідкий і із рідкого в газоподібний стан, при розчиненні кристалів, розширенні газів, при реакціях, що приводять до збільшення числа частинок і особливо частинок у газоподібному стані (поясніть причини).

Розрахунок зміни ентропії хімічної реакції, як функції стану, роблять по рівнянню (1). Але можна робити висновок про зміну ентропії по рівнянню реакції і без кількісних розрахунків.

Напрямок процесів у природі і техніці, що перебігають самодовільно, визначається конкуренцією двох чинників: тенденцією до зниження енергії (DU < 0 або DН < 0) і прагненням до підвищення хаотичності розподілу і руху частинок (DS > 0). Дляізобарно-ізотермічних умов (Р і Т – const), що найчастіше зустрічаються, критерієм можливості самодовільного перебігу процесу є знак зміни термодинамічної функції G, що називається енергією Гіббса

DG = DН - Т× DS

(2.6)

При DG < 0 пряма реакція термодинамічно можлива; при DG > 0 – пряма реакція неможлива, але може протікати зворотна реакція; рівність D G = 0 є умовою термодинамічної рівноваги.

Роль ентропійного фактора Т×DS (прагнення до хаотичності) зростає з ростом температури. При низьких температурах переважає ентальпійний фактор, і більш ймовірним стає протікання екзотермічних (D Н < 0) реакцій. У загальному випадку температурний інтервал, у якому реакція термодинамічно можлива, залежить від співвідношення знаків і величин D Н і D S (табл. 2.1.).

Для ізольованих систем, що не обмінюються з навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією, умовою самодовільного протікання процесів є збільшення ентропії: D S > 0.

Таблиця 2.1 - Спрямованість протікання реакцій при різних знаках D Н і D S

Знак зміни функції	Можливість самодовільного протікання реакції
D Н	D S	D G
-	+	-	Можлива при будь-яких температурах
-	-	±	Можлива при досить низьких температурах (Т < DH/DS)
+	+	±	Можлива при досить високих температурах (Т > DH/DS)
+	-	+	Неможлива при будь-яких температурах

При температурах, відмінних від стандартної, DG приблизно розраховують по рівнянню:

DG » DН - Т× DS

(2.7)

Лабораторна робота 3