Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода

Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется при взаимодействии кислоты с металлом по уравнению: Me +2HCl→ MeCl₂ + H₂,

Следовательно М_Э(Н)=М(Н)/(nē), где nē – число электронов, принятых 1 моль водорода.

Из уравнения реакции видно, что 2Н⁺ +2е = Н_2, отсюда М_Э(Н)=1/1= 1 г/моль.

Выполнение работы.

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO₄). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором. Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 минуты, пока газ примет комнатную температуру, и уровень жидкости в бюретке станет постоянным. Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (V_КОН – V_НАЧ) вычислите объем выделившегося водорода (V_Н2). Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

Запись данных опыта и расчеты:

B(валентность металла) = 2

m(масса металла), г =

V_НАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл_.=

V_КОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =

V(Н₂) = V_КОН.–V_НАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =

t (температура),ºС =

T(абсолютная температура) =273 + t⁰С, К =

Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н₂О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=

Р(Н₂)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н₂О), мм.рт.ст.=

Числовое значение h _Н2О берут из справочной таблицы.

R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К

По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Менделеева - Клапейрона

PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

m(H₂)/m(Me) = M_Э(H₂)/ M_Э(Me), откуда M_Э(Me) = m(Me)·M_Э(H₂) / m(H₂),

II-й способ. Приведите объем V(H₂) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H₂), используя уравнение объединенного газового закона:

PV/T = P_ОV_О / T_О;

Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу

эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:

V_О(H₂)/m(Me) = V_Э(H₂)/ M_Э(Me), получим расчетную формулу:

M_Э(Me)= m (Ме)·V_Э(H₂) / V_О(H₂)

Зная, что А_ПРАКТ.(Ме) = М_Э(Ме) • В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите, какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =А_ТЕОР - А_ПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ А_ПРАКТ.).

Сформулируйте и запишите вывод.

 

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическая кинетика – раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

υ₁ = k₁· С²(KClO₃)

Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:

2NO + O₂ ↔ 2NO₂

υ₁ = k₁·[NO]²·[O₂],

υ₂ = k₂·[NO₂]²,

Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии υ₁ = υ₂ , откуда

K_С = k₁ / k₂ = [NO₂]² / [NO]² · [O₂]

Где K_С – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,

k₁, k₂ – константы скоростей прямой и обратной химических реакций

[NO₂],[NO],[O₂] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?

Решение. С₂Н₄ +3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О

Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода

υ₁= k₁[C₂H₄]∙[O₂]³ (закон действия масс)

С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной

υ₁¢= k₁ [C₂ H₄](3[O₂])³ = 27k₁[C₂H₄][O₂]³=27υ_1.

Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10^оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt₂ =υt₁×g^t2-t1/10 Находим, что

υt₂/υt₁ = 2^70-20/10 = 2⁵ = 32

Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.

Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах

1.2HBr Û H₂ +Br₂ – 70,18 кДж;

2.2NO + O₂ Û 2NO₂ +117 кДж

вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле - Шателье)

Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).

Лабораторная работа № 2.