Экспериментальная часть работы



   Ход работы. Вымытую и высушенную колбу емкостью 250 мл с меткой и подоб­ранной к ней пробкой взвесить на технических весах (m1). Затем наполнить колбу оксидом углерода из аппарата Киппа, опустив газоотводную трубку до дна колбы. За­крыть колбу пробкой до уровня метки и вновь взвесить(m2). После этого опреде­лить объём колбы (V), наполнив её водой до метки и затем перелив в мерный цилиндр.

        Отметить и записать показания термометра и барометра.

Форма записи наблюдений

                   Масса колбы с пробкой – m 1 (г)

                   Масса колбы с пробкой и оксидом углерода (IV) - m 2 (г)

                   Объём колбы - V (мл)

                   Температура - Т, К

                   Давление - Р, кПа.

                                 Обработка результатов

1. Привести объём воздуха в колбе (V) к нормальным условиям, используя объединенное уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

                                   Ро Vо = PV  ,   (1)

                                     То      Т

где То = 273 К, Ро = 101,325 кПа, V - объём колбы, Р - атмосферное давление (показание барометра), Т - комнатная температура (показание термометра).

2.Вычислить массу воздуха m3 в колбе, зная, что масса 1 л воздуха
при н.у. равна 1,29 г.

3. Вычислить массу оксида углерода (IV) m4 в колбе:

                                      m 4 = m 2 - ( m 1 - m 3 ) (2)

4. Вычислить плотность оксида углерода (IV) по воздуху:

                                       D (возд) = m 4 / m 3                   (3)

5. Вычислить относительную молекулярную массу оксида углерод (IV) по формуле:

                              М r (CO2) =29 . D( возд )                 (4)

6.Вычислить относительную ошибку опыта в процентах по формуле:

     процент ошибки = М r *- М r , М r * = 44, молекулярная масса

                           М r *

                                                    

 

Лабораторная работа №2

Определение молярной массы эквивалента цинка методом вытеснения

Теоретическая часть

Вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношения, т.е. один моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества.

Масса элемента, которая соединяется с одной массовой частью (м. ч.) водорода или с восемью массовыми частями кислорода, или замещает эти массы водорода или кислорода в соединениях, называется химическим эквивалентом элемента (Э(х)) или молярной массой эквивалента (М(Э(х)).

Например, в Н2О с одной м. ч. водорода соединяются восемь м. ч. кисло-рода (2 : 16 = 1 : 8), значит (М(Э(О)) = 8 г/моль); в НС1(1: 35,5), М(Э(Cl)) = 35,5 г/моль; в H2S (1: 16), М(Э(S)) = 16 г/моль.                         

  Между относительной атомной массой(Ar), степенью окисления (n) и эквивалентом данного элемента (Э) существует такая взаимосвязь:

                                                       Э = Ar / n .

   Эквивалент вещества (х) выражается в виде:

                                                       Э(х) = 1/ z х,

 где z- эквивалентное число. z показывает, сколько эквивалентов вещества х содержится в одной формульной единице этого вещества.

 Фактор эквивалентности (fэкв)– это число, обозначающее, какая доля частицы вещества является эквивалентом. Так, для реакции полной нейтрализации серной кислоты эквивалент выражается так:

                                    Э (H2SO4) = 1/2 H2SO4 (z =2, f экв = 1/2 ).

Запишем молекулярное уравнение реакции относительно одного иона водорода и мы увидим факторы эквивалентности:

                        1 /2H2SO4 + Na ОН = 1/2Na2SO4 + H2O,

Э (H2SO4) = 1/2H2SO4, М ( Э (H2SO4)) = М (1/2H2SO4) = 98 / 2 = 49 г / моль ,

Э (Na ОН ) = Na ОН , М ( Э (Na ОН )) = М (Na ОН ) = 40 г / моль ,

Э (Na2SO4) = 1/2Na2SO4, М ( Э (Na2SO4)) = М (1/2Na2SO4) = 142/2 = 71 г / моль

Или в реакции нейтрализации:

                   1)   H3Р O 4 + Na ОН = Na Н2Р O 4 + H2O

                               z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1   z =1, fэкв =1

                                                   1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

          Э( H 3 Р O 4 ) = H 3 Р O 4 , Э( Na ОН) = Na ОН, Э( Na Н2Р O 4 ) = Na Н2Р O 4 .

2) H3Р O 4 + 2 Na ОН = Na 2 НР O 4 + 2H2O,

записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:

                              1/2H3Р O 4 + Na ОН = 1/2 Na 2 НР O 4 + H2O

                               z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1 z=2, fэкв =1/2   z=1, fэкв =1

                                                    1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

     Э( H 3 Р O 4 ) = 1/2 H 3 Р O 4 , Э( Na ОН) = Na ОН, Э( Na 2 НР O 4 ) = 1/2 Na 2 НР O 4

                  3) H3Р O 4 + 3 Na ОН = Na 3 Р O 4 + 3H2O,

записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:

                         1/3H3Р O 4 + Na ОН = 1/3 Na 3 Р O 4 + H2O

                          z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3   z=1, fэкв =1

                                           1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

    Э( H 3 Р O 4 ) = 1/3 H 3 Р O 4 , Э( Na ОН) = Na ОН, Э( Na 3 Р O 4 ) = 1/3 Na 3 Р O 4

Таким образом, для кислот эквивалентное число z равно числу замещаемых в реакции ионов водорода.

Определим теперь эквивалент основания в реакции обмена:

                 1)    Fe( ОН )3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

 или на 1 моль HCl : 1/3 Fe (ОН)3 + HCl = 1/3 FeCl 3 + H 2 O

                              z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1  

                                                   1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент                         

Таким образом, для оснований эквивалентное число z равно числу замещаемых гидроксид-ионов.

  Если взаимодействуют соли

                                 FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl + Fe(NO3)3 ,

то их эквиваленты можно определить, записав реакцию на 1 моль AgNO3

                              1/3FeCl3 + AgNO3 = AgCl + 1/3Fe(NO3)3

                              z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3

                                                    1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент      1 эквивалент

Отсюда следует:

Э( FeCl 3 ) =1/3 FeCl 3 , М(Э( FeCl 3 )) = М(1/3 FeCl 3 ) = 162,5/3 = 54,17 г/моль.

Э( AgNO 3 ) = AgNO 3 , М(Э( AgNO 3 )) = М( AgNO 3 ) = 170 г/моль.

Э( AgCl ) = AgCl , М(Э( AgCl )) = М( AgCl ) = 143,5 г/моль

Э (Fe(NO3)3) = 1/3Fe(NO3)3, М ( Э (Fe(NO3)3)) = М (1/3Fe(NO3)3) = 80,67 г / моль .

   Таким образом, для соли эквивалентное число z равно произведению количества замещаемых ионов металла на заряд катиона или произведению количества замещаемых анионов кислотных остатков на их заряд.

   Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента (г/моль), или эквивалентной массой. Молярная масса эквивалента вещества (х) обозначают так:

                                            М(Э(х)) = М((1/ z)х)

 

Таким образом, молярная масса эквивалента вещества всегда в z раз меньше молярной массы этого вещества:

                                      М(Э(Х)) = М((1/ z)х) = М(х) / z

Объем одного моля эквивалентов газообразного вещества называют эквивалентным объемом или молярным объемом эквивалента (V(1/z Х):

ν((1/ z)х ) = V (х) / V ((1/ z)х) или V ((1/ z)х) = V (х) / ν((1/ z)х ), л/моль, м3/моль.

Молярный объем (Vm) и эквивалентный объем (V ((1/z)х)) связаны соотношением: V ((1/ z)х) = Vm / z ..                                                                                               

Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях определяется числом переносимых от одной формульной единицы восстановителя к одной формульной единице окислителя электронов:

  3Cu + 2HN О 3 + 6HN О 3  = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

  N О 3 -       + 4H+   + 3ē = NO + 2H2O, M( Э (H N О 3 )) = 1/3 M(H N О 3 )

  Cu – 2 ē =  Cu2+ , M( Э (Cu )) = 1/2 M(Cu)

  В реакции восстановления водорода запишем полуреакцию

                                              2Н+ + 2 ē = Н20

 на 1 моль ионов водорода

                                              Н+ + 1 ē = 1/2Н2

Тогда получим:

Э(Н+) = Н+, М(Э(Н+)) = М((Н+) = 1 г/моль, Э(Н2) =1/2Н2, М(Э(Н2)) =1/2М(Н2).

Поэтому 1 моль эквивалентов водорода при н.у. занимает объем:                                                                                                                                                                                                                                                                                

                            Vm (Э(Н2)) = 22,4 : 2 = 11,2 (л/моль)

 Аналогично для полуреакции

                                              О2 + 4 ē = 2О-2

получим:

          Э(О2) = 1/4О2, М(Э(О2)) = 1/4М(О2) = 32/4 = 8 г/моль.

Поэтому 1 моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем

                                Vm (Э(О2)) = 22,4 : 4 = 5,6 (л/моль).

И так, для любого газообразного вещества х при н.у. можно записать:

                              Vm (Э(х)) = Vm ((1/ z)х) = Vm (х)/ z

  Эквивалентное число z оксида в реакции обмена равно произведению числа молей атомных частиц на его степень окисления в оксиде. Например, для реакции

                                   СаО + 2НС l = CaCl 2 + H 2 O

получим:

                            1/2 СаО + НС l =   1/2 CaCl 2  + 1/2 H 2 O

                           z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1   z=2, fэкв =1/2 z=2, fэкв =1/2

                                               1 эквивалент 1 эквивалент     1 эквивалент     1 эквивалент

Отсюда следует:

М(1/2 СаО) = 56 г/моль : 2 = 28 г/моль, М(НС l ) = 36,5 г/моль : 1 = 36,5 г/моль, М(1/2 CaCl 2 ) = 111 г/моль : 2 = 55,5 г/моль, М(1/2 H 2 O ) = 9 г/моль,

М(1/2 Са+2) = 40 г/моль : 2 = 20 г/моль.

                                         Закон эквивалентов

Массы веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции (m1 и m2), пропорциональны их молярным массам эквивалентов(М(Э(х1)) и М(Э(х2))):

                                    т1 / М(Э(х1)) = m2 / М(Э(х2))

  Аналогично для газообразных веществ закон эквивалентов можно записать так: V 1 / V ((1/ z)х1 )= V 2 / V ((1/ z)х2 )

Экспериментальная часть

Ход работы . С помощью преподавателя собрать прибор, состоящий из прикрепленных к штативу и соединенных между собой резиновой трубкой бюретки и воронки. Бюретку заполнить водой. Воду в бюретке и воронке установить на одинаковом уровне. Отмерить в пробирку 2 мл разбавленной серной или соляной кислоты. Затем взвешенный кусочек цинка (m1) расположить на внутренней стенке пробирки с кислотой, после чего пробирку плотно закрыть пробкой с газоотводной трубкой. Конец газоотводной трубки соединить с бюреткой.

Отметить и записать в тетрадь уровень воды в бюретке ( h 1). Затем встряхнуть кусочек цинка в кислоту. По окончании реакции и после остывания пробирки снова привести воду в бюретке и воронке к одинаковому уровню. Затем отметить и записать уро­вень воды в бюретке (h 2), показания термометра (T, K ) и барометра (Р, кПа).

                                   Форма записи наблюдений                                            

       Масса цинка - m 1 , г

       Температура - T, K, (показание термометра)

       Атмосферное давление - Р, кПа (показание барометра)

       Давление насыщенного водяного пара – Р ( H 2 O ), кПа (табл.)

       Уровень воды в бюретке до реакции – h 1, мл

       Уровень воды в бюретке после окончания реакции - h 2 , мл

 

                                        Обработка результатов         

1. Вычислить объем водорода, вытесненного цинком по формуле:

                                        V (H2) = h2 – h1

2. Привести объем водорода V ( H 2 ) к н.у., выразив Vо из объединенного уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

                                   Ро Vо = PV  ,  

                                     То      Т

в котором вместо Р следует использовать:

                                      Р' = Р – Р ( H 2 O )

3. Вычислить массу выделившегося водорода (m2) при н.у. по формулам:

                                      n = V о / Vm , m2 = n.M (H2)

4. Рассчитать молярную массу эквивалента цинка по формуле:

                                  M( Э (zn)) = m1 / m2                      

5. Вычислить процент ошибки опыта по формуле:

                             процент ошибки = M(Э*(zn)) – M(Э(zn)) ,

                                                 M( Э *(zn))

где M (Э*( zn )) = молярная масса эквивалента цинка, рассчитанная по формуле

                        M (Э*( zn )) = Ar ( zn ) / 2 = 65,4 / 2 =32,7 г/моль

 

                                 

                              Лабораторная работа № 3

Скорость химических реакций

                                         Теоретическая часть    

Скоростью реакции называется изменение концентрации вещества за единицу времени при неизменном объёме системы:

                           υгом = ± Δ n / V . Δτ (моль /(л . сек)  (1)

       или         υгом = ± ΔС / Δτ , (моль /(л . сек)  (2)

Скорость гетерогенной реакции:

                         υгет = ± Δn / S . Δτ (моль /(см2 . сек) (3)    

Отношение предельно малой величины изменения концентрации (dC) к предельно малому промежутку времени (dτ) определяет истинную скорость реакции в момент времени τ: υгом = ± dC / dτ   (4)

Скорость химической реакции можно определить либо по изменению концентрации исходного вещества:  υгом = - dC / dτ,

либо по изменению концентрации получаемого в результате реакции вещества:               υгом = dC / dτ           (5)

Закон действующих масс

При постоянной температуре скорость химической реакции в гомогенной среде прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Так для реакции А + В = С можно записать:

                            υ = κ .[A] .[B]или υ = k  .CA .CB(6)

Константа скорости химической реакции (k) при постоянной температуре будет величиной постоянной для каждой реакции. Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости реакции. k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации последних.

Когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л, k равна скорости реакции υ = k. В этом и заключается физический смысл k.

Константа скорости реакции нулевого порядка:

                          k = (1/ τ) .  ( C0 – C)                               (7)

Константа скорости реакции первого порядка:

  k = (1/ τ) .   ln ( C0 / C) или k = 2,303.   (1/ τ) .  lg (C0 / C) (8)

Константа скорости реакции второго порядка:

                                           k = 1/ τ. (1/С - 1/ C0)                           (9)

Закон действующих масс применим только к простейшим реакциям, когда уравнение реакции точно отражает ее ход, т.е. все атомы (молекулы) исходных веществ сталкиваются одновременно и участвуют в элементарном акте химического превращения.

Скорость сложных химических реакций определяется скоростью наиболее медленно протекающей. Для газовых реакций этот закон является строгим только в пределах применимости законов идеальных газов. Он также применим и к реакциям в растворах, но только при большом разбавлении.      

В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действующих масс вводят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе.

В грубом приближении зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

                   υ t2 = υ t1 . g (t2 – t1) /10 или υt2/υt1 =    g (t2 – t1) /10    (10)

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции ( g), показывающим, во сколько раз увечилась константа скорости при увеличение температуры на 10°С

                                           g = kt+10 / kt                                                        (11)

Зависимость скорости реакции от температуры более точно выражается уравнением Аррениуса для константы скорости реакции: k  = А. е- Е/ RT (12),

где k- константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель, постоянная, независящая (слабозависящая) от температуры; е – основание натурального логарифма; Еа – энергия активации; е- Е/ RT -экспоненциальный множитель, показывающий долю активных молекул.

Чем выше значение Еа, тем меньше активных молекул и тем ниже константа и скорость химической реакции.

Для двух констант и двух температур энергия активации имеет следующее выражение:

                      Еа = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2/k1)                          (13)

или                          Еа = 2,303 R ( T2 T1 / ( T2- T1)). lg(k2/k1), T2 >T1

Запишем выражение (13) для прямой и обратной реакции:

                       Еа.пр = R ( T2 T1 / ( T2- T1)). ln (k2пр /k1пр )                  (14)

                       Еа .обр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2обр /k1обр )            (15)

Тогда получим: 

       -∆Н = Еа.обр - Еа.пр = R ( T2 T1 / ( T2- T1)). ln (К1 / К2)

или    

                ∆Н = R ( T2 T1 / ( T2- T1)). ln (К2 / К1)           (16)

Соотношение (16) позволяет по двум константам равновесия К1 и К2 при двух температурах T1 и T2 вычислить изменение энтальпии реакции или константу равновесия.

Уравнение  (16) можно записать также в виде:

                            ln (К2 / К1) = (∆Н / R ) . (1/ T2 - 1/ T1)    (17)

Зависимость скорости реакции от температуры Т, энергии активации Еа и энтропии активации Δ Sа определяется выражением для константы скорости реакции:

                                k = z . e - Е /RT . e ΔS/R ,                          (18)

где z –общее число столкновений между молекулами в секунду или коэффициент пропорциональности; e ΔS / R - стерически множитель или фактор вероятности надлежащей ориентации сталкивающихся молекул.                                                                                                                          

Экспериментальная часть


Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 211; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:






Мы поможем в написании ваших работ!