Определение концентрации раствора щелочи

В чистую коническую колбу пипеткой отбирают 10 мл приготовленного раствора щелочи. Добавляют 2-3 капли раствора метилоранжа и титруют стандартным раствором соляной кислоты до перехода окраски, как описано выше (см. опыт 2). Рассчитывают нормальность раствора и титр.

 

Контрольные вопросы и задачи.

1. Дайте определение следующих понятий: раствор, растворитель, насыщенный, ненасыщенный, пересыщенный раствор.

2. Перечислите способы выражения концентрации растворов. Как вычисляется молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента (нормальность)?

3. Что такое титриметрический анализ? Назовите его достоинства.

4. Дайте классификацию титриметрических методов: по типу реакций, по приемам титрования.

5. В чем заключается сущность кислотно-основного титрования?

6. Как проводятся вычисления в титриметрическом анализе?

7. Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора HCl, если на титрование 20 мл 0,5 н раствора NaOH было израсходовано 2 мл этого раствора кислоты.

 

 

 

Работа 2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Первичным источником энергии на Земле является Солнце. В процессе фотосинтеза в зеленых растениях энергия Солнца превращается в энергию химических связей органических веществ. Часть поглощенной солнечной энергии растения могут терять в виде тепла.

Процессы жизнедеятельности на Земле обусловлены в значительной мере накоплением солнечной энергии в биогенных веществах – белках, жирах, углеводах и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выделением энергии. Химические превращения и энергетические процессы в организме взаимосвязаны. Энергия, выделяемая в процессе жизнедеятельности, определяется окислением продуктов питания кислородом воздуха, вдыхаемым человеком.

Взаимопревращения теплоты и энергии изучает наука термодинамика. Открытые системы, к которым относится и живая клетка, обмениваются с окружающей средой как веществом, так и энергией. Закрытые системы не обмениваются со средой веществом, но могут обмениваться энергией. Примером закрытых систем могут служить закрытые стеклянные сосуды, наполненные газом. Через стенки сосуда осуществляется переход энергии. Изолированная система не обменивается со средой ни веществом, ни энергией. Приближением к изолированной системе является сосуд Дьюара, используемый в термосе и в данной лабораторной работе.

Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (DН<0) и во внешнюю среду выделяется теплота Q, называются экзотермическими. Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (DН>0) и система поглощает теплоту Q, называются эндотермическими. Энтальпия – это функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе:

DH = Q_p

Уравнения реакции, в которых указана энтальпия или теплота процесса, называются термохимическими. В таких уравнениях возрастание энтальпии и поглощаемая теплота обозначаются со знаком «+»; а уменьшение энтальпии и, собственно, выделяемая теплота обозначаются со знаком «–». Например, окисление глюкозы кислородом в организме человека происходит с выделением большого количества теплоты (DH = –2800 кДж/моль), т.е. является экзотермическим процессом. Соответствующее термохимическое уравнение запишется в виде:

С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ = 6СО₂ + 6Н₂О + 2800 кДж или

С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ = 6СО₂ + 6Н₂О, DН = -2800 кДж/моль.

Реакция образования лейцинглицина (ЛейГли) из аминокислот лейцина (Лей) и глицина (Гли) сопровождается поглощением теплоты (DН =+25 кДж/моль), т.е. этот процесс является эндотермическим. Его термохимическое уравнение имеет вид:

Лей + Гли = ЛейГли + Н₂О – 25 кДж или

Лей + Гли = ЛейГли + Н₂О, DН = +25 кДж/моль.

Следует отметить, что последняя реакция является одним из этапов синтеза белка в организме.

Русским ученым-химиком Германом Ивановичем Гессом на основании экспериментальных данных был сформулирован фундаментальный закон, носящий его имя. Г.И. Гесс проводил измерение теплот различных химических реакций в приборах – калориметрах, схема одного из них приведена ниже, при описании лабораторной работы. В настоящее время закон Гесса формулируется так:

Приращение энтальпии при образовании продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты, а зависит только от состояния конечных и исходных веществ.

Примером, поясняющим закон Гесса, может служить горение углерода, которое можно осуществить разными путями:

1 путь – в одну стадию: С + О₂ ® СО₂, DН₁

2 путь – в две стадии: а) С + ¹/₂О₂ ® СО, DН₂

б) СО + ¹/₂О₂ ® СО₂, DН₃

Согласно закону Гесса: DН₁ = DН₂ + DН₃.

Реакции нейтрализации, как и большинство реакций горения и окисления, сопровождается выделением теплоты. Теплотой нейтрализацииназывают количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии моль-эквивалента кислоты с моль-эквивалентом основания.

Известен закон постоянства теплот нейтрализации, который следует из закона Гесса. При нейтрализации водных растворов сильных кислот сильными основаниями при температуре, близкой к 20 ˚С, всегда выделяется одинаковое количество теплоты, равное 57,3 кДж на 1 моль-эквивалент кислоты или основания.

Постоянство теплоты (энтальпии) нейтрализации объясняется тем, что реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами с образованием молекул воды. Так, реакция нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой описывается уравнениями:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 57,3 кДж

Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O + 57,3 кДж

H⁺ + OH^– = H₂O + 57,3 кДж

(ΔН = – 57,3 кДж/моль)

Сильные кислоты и основания диссоциируют практически нацело. Независимо от того, какие именно сильные кислоты и основания взяты, нейтрализация всегда сводится к образованию воды из ионов Н⁺ и ОН^-. Экспериментально установлено, что реакция образования 1 моль воды из ионов при комнатной температуре сопровождается выделением 57,3 кДж.

При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием или, наоборот, сильной кислоты слабым основанием тепловой эффект отличается от 57,3 кДж/моль в ту или иную сторону. Так например, тепловой эффект нейтрализации фтороводородной кислоты гидроксидом калия равен –66,9 кДж/моль, а цианистоводородистой кислоты (HCN) гидроксидом натрия равен –53,9 кДж/моль. Отклонение от величины 57,3 кДж/моль зависит от величины и знака теплового эффекта диссоциации слабого электролита, принимающего участие в реакции нейтрализации.

Теплотой электролитической диссоциации называется количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при диссоциации 1 моль электролита на ионы.

Нейтрализация, например, слабой кислоты НА гидроксидом натрия

HА + NaOH = NaA + H₂O (ΔН _{нейтрализации})

может быть записана в виде двух стадий следующим образом:

HA = A^– + H⁺ (ΔН _{диссоциации})

H⁺ + OH^– = H₂O (ΔН = – 57,3 кДж/моль)

В соответствии с законом Гесса

ΔН _{нейтрализации} = ΔН _{диссоциации} + ΔН,

или

ΔН_{нейтрализации} = ΔН _{диссоциации} – 57,3 кДж/моль.

Таким образом, определив опытным путем тепловой эффект реакции нейтрализации слабой кислоты сильным основанием, можно рассчитать теплоту (энтальпию) диссоциации слабой кислоты. Аналогично можно установить теплоту (энтальпию) диссоциации слабого основания.

Реакция нейтрализации имеет место, например, в организме человека, когда при повышенной кислотности желудочного сока принимают лекарства, имеющие щелочную реакцию среды (например, разбавленный раствор NaHCO₃). При гидролизе водного раствора гидрокарбоната натрия создается щелочная реакция:

NaHCO₃ + H₂O «H₂CO₃ + NaOH

Na⁺ + HCO₃^– + HOH «Na⁺ + OH^– +Н₂CO₃

HCO₃ ^–+ HOH «OH^– + CO₂ + H₂O.

Образующиеся гидроксид-ионы нейтрализуют ионы водорода желудочного сока: ОН^– + Н⁺ ® Н₂О.