Тема 1. Химическая термодинамика

ХИМИЯ

Лабораторный практикум со специальными разделами и элементами УИРС для студентов всех форм обучения по специальностям 141108, 271101 и направлениям подготовки бакалавров 131000, 140100, 140400, 141200, 151000, 151900, 190600, 220400, 220700, 270800, 280700

 

 

Краснодар

Темы лабораторных работ

Тема 1. Химическая термодинамика

Рекомендуемая литература:[1], гл. 6, 6.1; [2], гл. 5; [5], гл. V.

Лабораторная работа № 1.1. Установление характера и расчеты тепловых эффектов различных реакций (с элементами УИРС)

Цель работы: экспериментальное установление характера тепловых эффектов химических процессов и овладение методикой термодинамических расчетов в химии.

Опыт 1. Определение изменения энтальпии реакции нейтра-лизации

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в раз-бавленном растворе отвечает уравнению:

Н⁺ + ОН^¯ = H₂O

Стандартная теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием составляет 57 кДж на один моль образующейся воды.

В таблице 1.3 приведены варианты реагентов для реакции нейтрализации, которые выдаются преподавателем.

Таблица 1.3 – Варианты реагентов для реакции нейтрализации

Вариант	Растворы
щелочь	кислота
	КОН, 1 М	HCl, 1 M
	NaОН, 1 М	HNO3, 1 M
	NaОН, 0,5 М	HNO3, 0.5 M
	КОН, 2 М	HCl, 2 M

 

Реактивы: растворы гидроксидов натрия и калия, соляной и азотной кислот соответствующих концентраций (см. табл. 1.3).

Посуда и принадлежности: химический стакан емкостью на 200 мл; два мерных цилиндра; термометр.

Методика проведения опыта. Получите у преподавателя задание (вариант из табл. 1.3), запишите вариант в лабораторный журнал.

Налейте в мерный цилиндр 100 см³ раствора щелочи заданной кон-центрации, перелейте его в стакан и определите температуру жидкости термометром. Запишите температуру в лабораторный журнал.

Налейте в другой мерный цилиндр 100 см³ раствора кислоты заданной концентрации и измерьте температуру раствора, также ее зафиксировав.

Быстро влейте отмеренный объем кислоты в щелочь и отметьте температуру, которую покажет термометр после сливания растворов.

Отразите Ваши наблюдения в лабораторном журнале. Напишите молекулярное уравнение проведенной реакции.

После завершения опыта напишите вывод, в котором укажите, к какому типу реакций по тепловому эффекту можно отнести изучаемый процесс.

Рассчитайте тепловой эффект изученной химической реакции по следствию из закона Гесса, используя данные табл. 1.4. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

 

Опыт 2. Термическое разложение бихромата аммония

В основе опыта лежит следующая химическая реакция:

(NH₄)₂Cr₂O_7(к) = Cr₂O_3(к) + 4H₂O_г) + N_2(г).

Реактивы и материалы: кристаллический бихромат аммония; большой лист бумаги; спички.

Посуда и принадлежности: фарфоровая чашка на 50-100 мл; шпатель.

Методика проведения опыта. В фарфоровую чашку шпателем насыпьте горкой примерно две чайные ложки бихромата аммония. Чашку поставьте на лист бумаги. Подожгите горку кристаллов в середине горящей спичкой. После начала реакции спичку выньте. Наблюдайте «извержение вулкана». Отразите Ваши наблюдения в лабораторном журнале.

После завершения опыта напишите выводы, в которых укажите:

– к какому типу реакций по тепловому эффекту можно отнести изучаемый процесс;

– с какой целью проводили предварительное нагревание исходной соли.

Запишите уравнение, по которому можно рассчитать тепловой эффект химической реакции. Найдите тепловой эффект, используя данные табл. 1.4. Составьте термохимическое уравнение проведенной реакции.

 

Опыт 3. Образование хлорида аммония

В основе опыта лежит следующая химическая реакция:

NH₃ + HCl = NH₄Cl.

Реактивы: концентрированный раствор аммиака; концентриро-ванная соляная кислота.

Посуда и принадлежности: широкий стакан емкостью 500-1000 мл; два фарфоровых тигля; стеклянная или керамическая пластинка.

Методика проведения опыта. Внесите в один тигель несколько капель соляной кислоты и поставьте его на пластинку. Во второй тигель налейте несколько капель раствора аммиака и поставьте рядом на пластинку. Закройте тигли одним стаканом. Наблюдайте за процессом появления соли и отразите это в лабораторном журнале. Запишите наблюдения. Рассчитайте значения изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса реакции, используя данные табл. 1.4.

В выводе объясните, почему данная реакция протекает самопроизвольно, подтвердив ответ термодинамическими расчетами.

Гетерогенный катализ

Реактивы: 3-процентный раствор пероксида водорода; порошок оксида марганца (IV).

Посуда и принадлежности: пробирки; микрошпатель.

Методика проведения опыта. В две пробирки налейте по 1-2 мл раствор пероксида водорода. В одну внесите на кончике шпателя немного порошка оксида марганца (IV). Наблюдайте за разложением пероксида водорода в обеих пробирках.

В выводах отразите, как влияет данный катализатор на скорость химической реакции, к какому типу Вы его отнесете и почему.

Опыт 6. К олебательная реакция с выделением газообразного азота (УИРС)

Колебательными называют реакции, в ходе которых концентрации промежуточных соединений и скорость реакции испытывают колебания. Колебания могут быть периодическими, непериодическими или иметь непрерывный спектр. Колебательные реакции протекают, например, при окислении СО, Н₂, NH₃, C₂H₄, CH₃OH, а также лежат в основе важнейших биологических процессов (мышечного сокращения, генерации биоритмов).

В основе процесса, изучаемого в опыте, лежит окислительно-восстановительная реакция разложения водного раствора нитрита аммония (реакция диспропорционирования):

_{-3 +3 0}

NH₄ NO₂ → N₂ + 2H₂O

В ходе этой реакции последовательно протекают следующие процессы: образование центров газовыделения (пересыщенного раствора азота); рост пузырьков газа (насыщенного раствора из-за уменьшения концентрации растворенного газа); выделение газа (в результате умень-шения концентрации растворенного азота ниже предела насыщаемости); остановка процесса возникновения центров газовыделения. Поскольку разложение водного раствора нитрита аммония продолжается, раствор снова становится пересыщенным, и в конечном счете формирование пузырьков ведет к новому выделению газообразного азота. Таким образом, колебания реакции связаны с ростом пузырьков азота, обусловленного периодическим выделением азота за пределы сферы реакции.

Реактивы и материалы: сульфат аммония; нитрит натрия; раствор серной кислоты (0,2 М).

Приготовление растворов реагентов:

Раствор серной кислоты(С_М = 0,2 М). При охлаждении и перемешивании осторожно растворяют 11 мл концентрированной серной кислоты в 500 мл дистиллированной воды в мерной колбе на 1 л и после охлаждения доводят объем раствора до 1 л дистиллированной водой.

Раствор А.Растворяют 26 г сульфата аммония в 100 мл 0,2 М раствора серной кислоты в конической колбе.

Раствор В. Растворяют 28 г нитрита натрия в 100 мл дистиллированной воды в конической колбе.

 

Посуда, принадлежности и оборудование: стеклянный стакан (примерно на 2 л); стеклянная палочка; мерный цилиндр или стакан на 1 л; мерный цилиндр на 100 мл; две конические колбы (250 мл); магнитная мешалка.

Методика проведения опыта. В стеклянный цилиндр налейте по 10 мл растворов А и В и быстро их перемешайте. Дальнейшее наблюдение за ходом реакции ведите при медленном перемешивании на магнитной мешалке. Отметьте начало выделения газа, затем оно прекращается. Отметьте начало нового газообразования (примерно через 8 с). Через минуту процесс выделения газа становится более энергичным и четким. Наблюдаемая колебательная реакция продолжается около 4 мин.

В выводах отразите, почему проведенная реакция является колебательной и укажите характерные особенности таких реакций.

Напишите выражение скорости проведенной реакции по закону действия масс.

 

Методика проведения опыта.

Опыт следует проводить в вытяжном шкафу при включенной тяге и в присутствии лаборанта! Остатки реакционных смесей после реакции сливать в специальную посуду для слива!

В две пробирки поместите по кусочку меди. Затем в одну из них налейте 1 мл концентрированной серной кислоты, а в другую – 1 мл разбавленной азотной кислоты.

В две другие пробирки поместите по одной грануле цинка. В одну из них налейте 1 мл концентрированной серной кислоты, а в другую – 1 мл разбавленной азотной кислоты.

Содержимое тех пробирок, в которых нет явных признаков протекания реакций при комнатной температуре, осторожно при перемешивании нагрейте на водяной бане.

Отметьте наблюдения и напишите уравнения всех проведенных реакций.

В выводах отразите: какие частицы в молекулах кислот-«окис-лителей» НNO₃ и конц. Н₂SO₄ выполняют роль окислителя; почему с этими окислителями взаимодействует медь; какова зависимость глубины восстановления «кислот-окислителей» от активности металла и (в случае НNO₃) концентрации кислоты.

Опыт 5. Пассивация алюминия

Реактивы: раствор 4 М соляной кислоты, раствор концентрированной азотной кислоты (2 Н НNO₃), полоска алюминиевой фольги.

Посуда и оборудование: 2 пробирки по 10 см³, промывалка с водой, пинцет.

Методика проведения опыта: в пробирку, заполненную на 1/3 раствором соляной кислоты, опустите полоску алюминиевой фольги. Отметьте наблюдения и напишите уравнение проходящей реакции.

Через 2-3 минуты после начала реакции пинцетом достаньте фольгу из пробирки и ополосните водой, затем опустите ее в пробирку с раствором концентрированной азотной кислоты на 3-4 мин, еще раз ополосните водой и вновь опустите в пробирку с соляной кислотой. В наблюдениях отметьте изменения в реакции алюминия с НCl после его контакта с концентрированной HNO₃.

Напишите вывод, в котором отразите, какое действие на алюминий оказывает конц. HNO₃, в чем причина устойчивости этого металла в ней, и почему изменилась активность алюминия в реакции с НCl после его контакта с конц. HNO₃.

Список рекомендуемой литературы

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Юрайт, 2012. – 898 с. (и др. годы изд.); М.: КноРус, 2012. – 752 с. (и др. годы изд.); М.: Интеграл-пресс, 2011. – 727 с. (и др. годы изд.).

2. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Академия, 2011. – 496 с. (и др. годы изд.).; М.: Высшая школа, 2010. – 557 с. (и др. годы изд.).

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: КноРус, 2012. – 240 с. (и др. годы изд.); М.: Интеграл-Пресс, 2011. – 240 с. (и др. годы изд.).

4. Денисов В.В., Дрововозова Т.И., Лозановская И.Н. Химия. – М.: ИКЦ "Март", 2003. – 464 с. (и др. годы изд.).

5. Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия. – С-Пб.: Лань, 2008. – 480 с. (и др. годы изд.).

 

[1] Рассматриваемая реакция относится к группе процессов с образованием ацидокомплексов, которые часто придают растворам характерную окраску и поэтому могут служить для открытия тех или иных ионов металлов в растворе. В данном случае использована весьма чувствительная реакция между тиоцианатными анионами NCS⁻ и солями железа Fe(III), которая приводит к анионам состава [Fe(NCS)₆]³⁻, окрашивающих раствор в кроваво-красный цвет:

[Fe(Н₂О)₆]³⁺ + 6 NCS⁻ ⇄ [Fe(NCS)₆]³⁻ + 6Н₂О.

Поскольку и аквакомплекс [Fe(Н₂О)₆]³⁺, и ацидокомплекс [Fe(NCS)₆]³⁻ являются слабыми электролитами, реакция обратима. Для простоты записи можно ограничиться уравнением реакции, приведенным выше в описании опыта.

 

ХИМИЯ

Лабораторный практикум со специальными разделами и элементами УИРС для студентов всех форм обучения по специальностям 141108, 271101 и направлениям подготовки бакалавров 131000, 140100, 140400, 141200, 151000, 151900, 190600, 220400, 220700, 270800, 280700

 

 

Краснодар

Темы лабораторных работ

Тема 1. Химическая термодинамика

Рекомендуемая литература:[1], гл. 6, 6.1; [2], гл. 5; [5], гл. V.