Физическая химия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА

ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ По курсУ «Физическая химия»

Иркутск 2011

УДК 544

ББКГ-5

Я 81

Рецензенты:

кандидат химических наук, профессор кафедры органической химии и пищевых технологий ИрГТУ З.В. Семенова;

доктор технических наук,

профессор кафедры БЖД и экологии ИрГУПС А.К. Халиуллин

Физическая химия : учебное пособие к лабораторным работам по курсу «Физическая химия» / С.В. Ясько. - Иркутск : ИрГУПС, 2011. - 88 с.

Пособие предназначено для выполнения лабораторных работ студентами дневной и заочной форм обучения специальности «Таможенное дело», изучающими дисциплину «Физическая химия». В пособие включены разделы: основные законы химии, термохимия, химическая кинетика, поверхностные явления, оптические свойства веществ, рефрактометрия, электрохимия. Каждый раздел включает одну или несколько лабораторных работ, которым предшествует теоретическое введение. Пособие может быть полезно студентам других специальностей, изучающих дисциплину «Химия».

УДК 544

ББК Г-5

©Иркутский государственный университет путей сообщения, 2011

Содержание

Введение

1. Правила работы в химических лабораториях

1.1 Общие правила

1.2 Правила по технике безопасности при работе в лаборатории химии

2. Основные понятия химии. Закон эквивалентов

2.1 Лабораторная работа № 1 «Определение эквивалентной массы магния»

3. Термохимия

3.1 Лабораторная работа № 2 «Определение теплоты нейтрализации»

3.2 Лабораторная работа № 3 «Тепловые эффекты реакций растворения»

4. Химическая кинетика

4.1 Лабораторная работа № 4 «Изучение влияния концентрации веществ и температуры на скорость реакции и смещение равновесия»

4.2 Лабораторная работа № 5 «Определение влияния различных факторов на скорость химических реакций и смещение равновесия»

4.3 Лабораторная работа № 6 «Изучение влияния различных факторов на скорость химических реакций и смещение равновесия»

5. Поверхностные явления. Адсорбция

5.1 Лабораторная работа № 7 «Изучение явления адсорбции»

5.2 Лабораторная работа № 8 «Адсорбция уксусной кислоты углем»

5.3 Лабораторная работа № 9 «Хроматографическое разделение аминокислот»

6. Распределение жидкостей между двумя жидкими фазами. Закон распределения. Экстрагирование

6.1 Лабораторная работа № 10 «Изучение процесса экстрагирования»

7. Рефрактометрия

7.1 Лабораторная работа № 11 «Рефрактометрическое определение массовой доли растворенного вещества в растворе»

7.2 Лабораторная работа № 12 «Определение строения молекулы и ее полярности по молекулярной поляризации и рефракции»

7.3 Лабораторная работа № 13 «Определение концентрации растворенного вещества»

8. Оптические методы. Светопоглощение

8.1 Лабораторная работа № 14 «Фотометрическое определение содержания углерода в растворах глюкозы»

9. Потенциометрическое титрование

9.1 Лабораторная работа № 15 «Потенциометрическое определение рН растворов»

9.2 Лабораторная работа № 16 «Определение щелочи и соды при совместном присутствии»

9.3 Лабораторная работа № 17 «Построение кривой титрования»

10. Электролиз

10.1 Лабораторная работа № 18 «Электролиз водных растворов солей»

11. Коррозия металлов

11.1 Лабораторная работа № 19 «Коррозия металлов и методы защиты»

Рекомендуемая литература

Библиографический список

Приложение

Введение

Интегративные процессы в образовании и науке привели к необходимости замены подходов в образовательной системе и формированию целостных знаний о мире природы, синтетических представлений о законах и взаимных связях, существующих в окружающем мире. Именно такие знания формируются в процессе преподавания интегративных предметов, базирующихся на нескольких естественнонаучных курсах, каковыми являются физика и химия. Химия составляет важную часть жизни и деятельности человека. В химических процессах всегда осуществляется тесная связь с физическими и химическими явлениями.

Физическая химия - наука, объясняющая химические явления на основании физических принципов и законов. Это самостоятельная отрасль науки, обладающая специфическими методами изучения. Физическая химия занимается многосторонними исследованиями различных химических реакций и сопутствующих им физических процессов. Как пограничная наука она позволяет рассматривать, изучать, анализировать объект с нескольких сторон, учитывая диалектический характер взаимосвязи и взаимодействия сложных явлений материального мира.

Естественнонаучные науки, каковой и является физическая химия - это, прежде всего, науки экспериментальные. Все закономерности, составляющие предмет физической химии, выведены на основе огромного экспериментального материала. При изучении этой дисциплины теория и практика должны следовать неразрывно.

Проведение лабораторного практикума по физической химии преследует цель более глубокого усвоения студентами теоретического материала на основании непосредственного эксперимента, приобретения элементарных навыков работы в лаборатории, грамотной постановки и выполнения опытов, а также выработки умения правильно рассчитывать искомые величины, оценивать погрешность измерений и расчетов.

Настоящее пособие рассчитано на студентов нехимических вузов и факультетов, где на физическую химию отведено очень мало часов. Для того чтобы охватить основные разделы физической химии, имеющиеся в ее арсенале методы исследования и анализа, каждая глава начинается с краткого теоретического введения, далее приводятся несколько вариантов лабораторных работ с использованием разного оборудования и различных веществ. Тем самым в данное пособие удалось включить все разделы физической химии, которые, согласно учебной программе и Госстандарту к нему, должны быть освоены студентами, изучающими дисциплину «Физическая химия». Большинство из предлагаемых лабораторных работ просты в исполнении и рассчитаны на проведение эксперимента и написание отчета в отведенные два часа аудиторного времени.

Данное пособие разработано для использования на лабораторных занятиях и для самостоятельной подготовки студентов к зачетным и семинарским занятиям.

1. правила работы в химических лабораториях

1.1 Общие правила

При выполнении лабораторных работ необходимо соблюдать ряд правил.

1. С первых дней приучить себя работать аккуратно, внимательно, без торопливости.

2. Содержать свое рабочее место в чистоте: грязь нередко бывает причиной искажения результатов.

3. Во время работы на столе должны находиться только приборы, необходимые реактивы и лабораторный журнал.

4. Приступать к эксперименту можно только после внимательного ознакомления с методическими указаниями.

5. Все наблюдения следует записывать в лабораторный журнал непосредственно после каждого опыта. Не делать записи в черновиках и на отдельных листочках.

6. Лабораторная работа оформляется в лабораторном журнале по следующему плану:

- дата выполнения лабораторной работы;

- название работы;

- цель работы;

- используемые посуда и реактивы;

- краткое описание порядка выполнения работы (по пунктам);

- уравнения химических реакций (где надо);

- таблица результатов;

- графики зависимостей (где надо);

- все производимые расчеты, с формулами и указанием величин, входящих в них;

- ответы на поставленные вопросы;

- выводы по работе.

7. По окончании работы необходимо вымыть и сдать лаборанту приборы и посуду, привести в порядок рабочее место, дать преподавателю на подпись лабораторный журнал.

К лабораторным работам студенты допускаются только после инструктажа по технике безопасности. Инструктаж проводится на первом занятии преподавателем, который проводит лабораторные и практические занятия, после чего каждый студент расписывается в журнале.

Студенты обязаны соблюдать меры предосторожности, указанные преподавателем и содержащиеся в инструкциях по технике безопасности, находящихся в лаборатории.

1.2 Правила по технике безопасности при работе в лаборатории химии

1. Являться на занятия студенты обязаны точно по расписанию и уходить из лаборатории только с разрешения преподавателя.

2. Запрещается без разрешения преподавателя приступать к выполнению лабораторных работ.

3. Перед началом работы преподаватель проверяет готовность студентов к работе.

4. Во время работы в химической лаборатории следует соблюдать максимальную осторожность, помня, что неаккуратность, невнимательность недостаточное знакомство с приборами и свойствами веществ могут повлечь за собой появление несчастных случаев.

5. Приступая к работе, необходимо уяснить методику работы, правила ее безопасного выполнения, проверить правильность сборки приборов, соответствие взятых веществ с тем, что указано в описании работы.

6. Каждый студент должен работать на закрепленном за ним рабочем месте, переход на другое место без разрешения преподавателя не допускается.

7. Рабочее место следует содержать в чистоте, не загромождать посторонними предметами.

8. Не проводить опыты в грязной посуде, мыть посуду сразу после использования.

9. Не загрязнять реактивы. Их нужно держать в плотно закрывающейся посуде, открывать банки с реактивами только во время пользования и закрывать сразу после использования, не путая пробок. Каждая склянка с реактивом должна быть подписана, иметь собственную пипетку или шпатель, при взятии реактивов нельзя пользоваться пипетками и шпателями от других склянок. Не ссыпать и не сливать обратно в реактивные склянки взятые в избытке или просыпанные реактивы. Такая экономия может испортить весь реактив в реактивной склянке.

10. Растворы химических веществ ни в коем случае нельзя засасывать ртом, их следует набирать специальными пипетками, с использованием груш.

11. Категорически запрещается пробовать реактивы на вкус. Чтобы определить запах реактива, нужно направлять ладонью ток воздуха от склянки к себе.

12. Реактивы и приборы общего пользования не уносить на свои столы - они должны находиться всегда на отведенном для них месте.

13. Аккуратно вносить в пробирки концентрированные кислоты и щелочи, остерегайтесь пролить их на руки, на одежду, на стол. Если кислота или щелочь попали на кожу или на одежду, быстро большим количеством воды смойте их и обратитесь за дальнейшей помощью к преподавателю или лаборанту.

14. Не нагревать в закрытых сосудах газообразные вещества: при нагревании жидкостей в пробирках закрепляйте их в пробиркодержатель, нагревая над спиртовкой, держите их отверстием в сторону от себя и от товарищей. Горячие предметы берите только специальными щипцами (цанги) и т.д.

15. Использованные реактивы запрещается сливать в раковину, слив производить в специальные емкости для отходов.

16. Разбитое стекло, куски бумаги, испорченные сухие реактивы и так далее не оставляйте на столах, а выбрасывайте в специальную мусорницу, ни в коем случае не в водопроводную раковину.

17. После работы в лаборатории обязательно вымойте руки.

Никакое отступление от требований безопасности не может быть оправдано ни особыми обстоятельствами, ни «разумными доводами». Недопустимо нарушать эти требования даже при полной уверенности, что в данном случае нарушение не приведет к аварии: если неправильный навык закрепится, в дальнейшем он может быть автоматически применен в других, более опасных условиях. Разумеется, далеко не каждое нарушение инструкций влечет за собой несчастный случай. Однако пренебрежение по мелочам быстро входит в привычку и создает предпосылки для более серьезных нарушений.

эквивалентный кислота коррозия жидкость

2. Основные понятия химии. Закон эквивалентов

Эквивалентом называется такое количество вещества (моль), которое без остатка соединяется с одним атомом водорода или замещает то же его количество в химических реакциях.

Масса одного эквивалента вещества - это его эквивалентная масса M_Э [г/моль].

Эквивалент вещества, а, следовательно, и эквивалентная масса зависят от валентности элементов.

Валентность - способность атома образовывать определенное число ковалентных связей.

За единицу валентности принимают валентность атома водорода, которая равна 1.

А поскольку все элементы образуют соединения с кислородом и учитывая, что атом кислорода всегда присоединяет два атома одновалентного элемента, нетрудно определить валентности.

Эквивалентная масса элемента определяется из соотношения:

где А_эл. - атомная масса элемента, г/моль.

При определении эквивалентной массы оксида удобно пользоваться формулой:

М_{э,оксида} = М_э,эл. + 8,

где М_Э,эл. - эквивалентная масса элемента, г/моль;

8 - эквивалентная масса кислорода в оксидах, величина постоянная, найденная из соотношения г/моль.

Эквивалентная масса вещества В (M_Э,В) определяется из соотношения

где M_B - молярная масса вещества В, г/моль;

f_Э - эквивалентное число (фактор эквивалентности).

При вычислении эквивалентных масс кислот, оснований или солей эквивалентные числа определяются:

f_Э (кислоты) - числом ионов H⁺ (например, для H₂SO₄, f_Э = 2);

f_Э (основания) - числом ионов OH- (например, для Al(OH)₃, f_Э = 3);

f_Э (соли) - суммарным зарядом всех катионов данной соли (например, Al(OH)₂Cl, f_Э = 1, Al₂(SO₄)₃; f_Э = 6 и т.д.).

Эквивалентное число и молярная масса эквивалента - величины не постоянные и зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие.

f_Э определяется в:

- кислотно-основных реакциях f_Э определяется числом замещенных ионов водорода;

- окислительно-восстановительных реакциях f_Э определяется числом принятых или отданных электронов;

- реакциях комплексообразования - числом зарядов катионов металла, которые принимают участие в образовании молекулы комплексного иона;

- реакциях осаждения - числом зарядов катионов металла, участвующих в образование малорастворимого соединения.

Например, реакция нейтрализации гидроксида натрия (NaOH) фосфорной кислотой (H₃PO₄) может протекать с образованием кислых (1, 2) и средней (3) солей:

1)

2)

3)

В первом случае только один ион водорода фосфорной кислоты замещается на катион металла, отсюда и эквивалентное число равно единице. Во втором случае два иона водорода фосфорной кислоты замещаются на ионы металла, следовательно, В третьем случае три иона водорода кислоты замещаются на катионы натрия,

Окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим на примере восстановления (ионов ) в зависимости от реакции среды.

Полуреакция



выражает восстановление ионов в ионы в кислой среде (рН < 7), в результате чего происходит принятие пяти электронов, следовательно,

В щелочной среде (рН > 7) ионы восстанавливаются до молекулы оксида марганца (IV) , что выражается полуреакцией

,

в результате которой происходит принятие трех электронов. Следовательно,

В нейтральной среде ионы восстанавливаются до ионов , что связано с принятием только одного электрона:

, а

Так, для , в зависимости от реакции среды, f_Э может принимать значения 1, 3 или 5.

Реакции комплексообразования. Рассмотрим на примере реакции образования гексацианоферрата (II) калия-цинка (), которая протекает по схеме

и определим f_Э гексацианоферрата калия (K₄[Fe(CN)₆]). В двух молях гексацианоферрата (II) калия было замещено шесть ионов калия тремя ионами цинка, следовательно, в каждой молекуле было замещено 3 иона калия, или во взаимодействии с каждой молекулой приняли участие 3 иона цинка, следовательно, .

Реакции осаждения. Разберем на примере образования сульфата бария () по реакции

В данной реакции участвует один катион бария с зарядом иона +2 (), отсюда

Закон эквивалентов (Рихтер, 1792-1794 гг.). Массы, объемы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам (M_Э), эквивалентным объемам ().

, , .

Математическая запись закона эквивалентов представлена в трех вариантах через:

- массы реагирующих веществ;

- массы и объемы реагирующих веществ;

- объемы реагирующих веществ.

Эквивалентным объемом называется объем одного эквивалента вещества [л/моль]. Имеет смысл только для газообразных веществ и может быть определен следующим образом:



,

где V_o - мольный объем газа, т.е. объем, занимаемый газом при нормальных условиях (Р_о = 760 мм рт. ст. = 101325 Па; Т_о = 273 K), л.

Например:

л/моль;

л/моль;

л/моль.

2.1 Лабораторная работа № 1 «Определение эквивалентной массы магния»

Цель работы. Определить эквивалентную массу металла по количеству выделившегося водорода, сравнить полученное значение с теоретическим.

Приборы и реактивы. Установка для определения эквивалента металла (рис. 1): пробирка (1), газоотводная трубка (2), бюретка (3), химическая воронка (4). Металлический магний. Раствор 2 н НСl.

Рис. 1. Прибор для определения эквивалента металла

Порядок выполнения работы

1. Получить у преподавателя навеску металла.

2. Определить условия эксперимента:

- температуру по термометру;

- атмосферное давление по барометру, находящемуся в лаборатории.

3. Закрыть пробирку пробкой от газоотводной трубки и определить начальный уровень жидкости в бюретке (V_нач.).

4. Сняв пробирку с прибора, заполнить ее на ј соляной кислотой. Затем быстро опустить металл. Закрыть пробирку пробкой от газоотводной трубки, после чего закрепить на место.

5. Наблюдать растворение металла и выделение водорода. Выделяющийся водород собирается в бюретке.

6. После прекращения выделения водорода замерить конечный уровень жидкости в бюретке (V_кон.).

7. Оформить полученные данные в виде протокола по образцу.

Таблица 1

№	Название	Обоз.	Величины	Ед. изм.
1	Масса металла	m		г
2	Температура опыта	t		оС
3	Абсолютная температура опыта	T		K
4	Атмосферное давление	P		мм рт. ст.
5	Атмосферное давление	P		Па
6	Давление насыщенного водяного пара при температуре опыта			мм рт. ст.
7	Парциальное давление водорода			мм рт. ст.
8	Парциальное давление водорода			Па
9	Исходный уровень жидкости в бюретке	Vнач.		мл
10	Конечный уровень жидкости в бюретке	Vкон.		мл
11	Объем выделившегося водорода при температуре опыта			мл
12	Объем выделившегося водорода при н.у.			л
13	Масса выделившегося водорода			г
14	Эквивалентная масса водорода			г/моль
15	Эквивалентный объем водорода			л/моль
16	Эквивалентная масса металла теоретическая			г/моль
17	Эквивалентная масса металла практическая а) через массу водорода; б) через объем водорода при н.у.			г/моль
18	Ошибка опыта	ДЭ		%

8. Все расчеты по приведенным ниже формулам производить в отчете.

9. Написать уравнение реакции между металлом (магнием) и раствором соляной кислоты.

10. Сделать вывод по работе. Объяснить отклонение практического значения от теоретического.

Расчеты

1. Определить парциальное давление водорода по формуле:

.

Давление насыщенного водяного пара () приведено в приложении (табл. 1).

2. Объем выделившегося водорода, при нормальных условиях (н.у.), рассчитать по объединенному газовому закону:

,

где P_o - атмосферное давление при нормальных условиях;

P_o = 760 мм рт. ст. = 101325 Па;

Т_o - температура при нормальных условиях, Т_o = 273 K;

V_o - объем водорода, измеренный при нормальных условиях, мл;

P - атмосферное давление при условиях опыта, мм рт. ст.;

Т - температура при условиях опыта, K;

V - объем водорода, измеренный при условиях эксперимента, мл.

3. Массу выделившегося водорода рассчитать по уравнению состояния идеального газа (уравнение Менделеева - Клайперона):

,

где R - универсальная газовая постоянная (R = 8,3144 Дж/моль·K);

m, M - масса и молярная масса газообразного вещества, г; г/моль;

T - температура опыта, K;

P - давление водорода при температуре опыта, Па;

V - объем водорода при условиях эксперимента, м³.

4. Пользуясь законом эквивалентов, определить практическое значение эквивалентной массы металла через массу водорода и объем водорода.

, ,

где m₁ и M_Э,1 - масса и эквивалентная масса металла, г; г/моль;

m₂ и M_Э,2 - масса и эквивалентная масса водорода, г; г/моль;

V_о,2 и V_Э,2 - объем водорода при нормальных условиях и эквивалентный объем водорода, л; л/моль.

5. Вычислить теоретическое значение эквивалентной массы магния

6. По полученным значениям установить ошибку эксперимента:

.

3. Термохимия

Термодинамика - наука, которая изучает общие законы взаимного превращения энергии из одной формы в другую.

Химическая термодинамика решает два основных вопроса:

- количественное определение тепловых эффектов различных процессов;

- выяснение принципиальной возможности самопроизвольного течения химических реакций и условия, при которых химические реакции могут находиться в состоянии равновесия.

Объектом исследования термодинамики является термодинамическая система.

Термодинамическая система - это такая система, в которой между телами, ее составляющими, возможен обмен энергией и веществом, которая полностью описывается термодинамическими параметрами.

Параметры состояния: масса, концентрация, состав, температура, давление, объем и др. Среди них выделяют три основных параметра состояния: давление, температура, объем. Названы они таким образом потому, что незначительные изменения одного или нескольких основных параметров состояния приводят к очень резким изменениям в свойствах термодинамических систем.

Все процессы, протекающие в живых организмах, являются изобарно-изотермическими (P = const; T = const).

Параметры состояния, не поддающиеся непосредственному измерению и зависящие от основных параметров состояния, называются функциями основных параметров состояния. К ним относятся:

- внутренняя энергия (U) - это полная энергия системы, включающая энергию движения атомов и молекул, электронов и ядер в атомах, внутриядерную энергию, энергию межмолекулярного взаимодействия и другие виды энергий, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы как целого:

;

- энтальпия (H) - характеризует энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях;

- энтропия (S) - мера вероятности состояния термодинамической системы;

- свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G).

Значения этих функций связаны с особенностями состава, внутреннего строения вещества, а также внешними условиями протекания процесса: давлением, температурой, концентрацией вещества.

Абсолютные величины этих функций определить невозможно, можно найти изменение этих величин при переходе термодинамической системы из начального в конечное состояние (из исходных веществ в продукты реакции):

?,

где F - функция состояния (U, H, S, G).

Ответить на первый вопрос термодинамики - следовательно, определить величину изменения энтальпии или тепловой эффект химической реакции (, кДж). Этим вопросом занимается раздел термодинамики, называемый термохимией.

Термохимические расчёты основаны на следствии из закона Гесса: изменение энтальпии химической реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.



Например, для реакции

CH₄(г) + 2O₂(г) = 2H₂O(ж) + CO₂(г);

.

Энтальпией образования сложного соединения называется изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соединения из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при данных условиях.

Обычно энтальпию образования различных соединений определяют в стандартных условиях:

t^o = 25 ^oC (298 K); P = 1атм (760 мм рт.ст.; 101325 Па); C_вещ. = 1 моль/л.

Например, для процесса Ca(т) + 0,5O₂(г) = CaO(т); ?H_CaO(т) = - 635 кДж/моль стандартные энтальпии образования всех простых веществ принимают равными нулю: .

Если тепловой эффект имеет отрицательное значение ( < 0), такой процесс протекает с выделением энергии и называется экзотермическим, если тепловой эффект имеет положительное значение ( > 0), то такой процесс протекает с поглощением энергии и называется эндотермическим.

В термохимии принято записывать процессы в виде термохимических уравнений, в которых указывается тепловой эффект или количество теплоты (Q), агрегатное состояние веществ и допускаются дробные коэффициенты:

H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж); = - 285,8 кДж/моль или

H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж) + 285,8 кДж/моль,

т.к. = - Q.

Ответить на второй вопрос термодинамики - следовательно, определить возможность самопроизвольного течения процесса.

Самопроизвольным называется такой процесс, который протекает без сообщения ему дополнительной энергии. Например, самопроизвольными являются процессы коррозии металлов, окисления жиров, старения резины и многих полимерных материалов, получение растворов и т.д.

Большинство химических процессов протекают самопроизвольно в сторону уменьшения запаса внутренней энергии или энтальпии системы. Но известны и такие процессы, которые протекают самопроизвольно, без изменения внутренней энергии системы, движущей силой таких процессов является энтропия S системы. Энтропия характеризует беспорядок в системе: чем выше беспорядок, тем выше энтропия. В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в направлении увеличения энтропии (?).

Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль·K.

Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:

- уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (; ?);

- увеличение беспорядка или энтропии системы (?).

В термодинамике существует параметр, который отражает влияние на направление процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Таким параметром для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический потенциал ?G (или энергия Гиббса, свободная энергия системы). Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса:

?G_T,х.р. = ?H^o_х.р. - T?S^o_х.р.,

где T - абсолютная температура процесса, K;

?G_х.р. характеризует общую движущую силу процесса, кДж.

Если процесс протекает в стандартных условиях, то рассчитывается по следствию из закона Гесса.

.

Если процесс является обратимым, для которого известна величина константы равновесия (K_р), то можно воспользоваться формулой:

,

где R - универсальная газовая постоянная (R = 8,3144 Дж/моль·K);

Т - абсолютная температура процесса, K;

K_р - константа равновесия процесса.

Величина и знак характеризует принципиальную возможность протекания процесса:

- если < 0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях;

- если > 0, процесс при данных условиях протекать не может;

- если = 0 - система находится в состоянии химического равновесия.

3.1 Лабораторная работа № 2 «Определение теплоты нейтрализации»

Цель работы. Научиться пользоваться техническими весами и работе с лабораторными термометрами. Определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Приборы и реактивы. Химический стакан. Мерные цилиндры. Термометр. Растворы: 0,1 М HCl; 0,1 М NaOH.

Порядок выполнения работы

1. На технических весах взвесить и определить массу химического стакана.

2. Отмерить мерным цилиндром 25 мл 0,1 М раствора NaOH и перелить в химический стакан. Измерить температуру раствора щелочи с точностью до 0,1 ^оС.

3. Отмерить мерным цилиндром 25 мл 0,1 М раствора HCl. Быстро влить кислоту в химический стакан со щелочью, перемешать содержимое стеклянной палочкой или на магнитной мешалке и отметить максимальную температуру, которую покажет термометр после объединения растворов.

4. Определение повторить два раза и взять для дальнейших расчетов средний результат.

5. По результатам опыта заполнить таблицу.

Таблица 2

Масса калориметрического стакана m, кг	Объем жидкости в калориметрическом стакане V, мл	Температура t, оС
		начальная	конечная

6. Записать уравнение реакции нейтрализации в молекулярном и ионном виде между реагирующими веществами и рассчитать , пользуясь следствием из закона Гесса.

,

зная, что ; кДж/моль; кДж/моль.

7. По полученным данным определить:

1) разницу температур: ?t = t_к - t_н, K;

2) массу жидкости в калориметрическом стакане: m = с•V, если

с_р-ра = 1,0 г/мл;

3) теплоемкость системы (?С):

?С = С₁m₁ + C₂m₂; [Дж/K],

где m₁ и m₂ - массы калориметрического стакана и жидкости в стакане, кг;

С₁ и С₂ - удельные теплоемкости стекла и жидкости.

С_стекла = 0,75•10³ Дж/кг•K; С_{жидкости} = 4,18•10³ Дж/кг•K;

4) количество теплоты Q, выделившейся при реакции

Q = ?C•?t; [Дж];

5) число молей воды, учитывая, что из 1 моля щелочи получается 1 моль воды, а С_NaOH = С_HCl = 0,1 моль/л

моль;

6) практическое изменение энтальпии реакции нейтрализации, кДж/моль

;

7) ошибку опыта б, % по формуле

б = •100, %;

8) изменение энтропии реакции нейтрализации, , для чего воспользуемся следствием из закона Гесса и табличными значениями

;

; Дж/моль•K; Дж/моль•K;

9) изменение энергии Гиббса ?G_х.р. реакции нейтрализации по формуле

S,

где Т - начальная температура, K.

8. Сделать вывод о соответствии величины и знака ?G_х.р. самопроизвольному течению проделанной Вами реакции нейтрализации.

3.2 Лабораторная работа № 3 «Тепловые эффекты реакций растворения»

Цель работы. Экспериментально определить тепловые эффекты реакций растворения веществ. Составить термохимические уравнения.

Приборы и реактивы. Технические весы. Термометр. Химические стаканы. Мерные цилиндры. Конические колбы. Стеклянные палочки.Медный купорос (CuSO₄). Цинковая пыль (Zn). Хлорид натрия (NaCl). Нитрат аммония (NH₄NO₃). Гидроксид натрия (NaOH). Вода дистиллированная.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции замещения меди из раствора ее соли цинком.

1. Взвесить на технических весах 5 г медного купороса и растворить в 50 мл воды. Замерить и записать температуру полученного раствора (Т_н).

2. Взвесить 1 г цинковой пыли и всыпать ее в раствор сульфата меди.

3. При помощи термометра определить максимальную температуру раствора (Т_к). Количество выделившегося при реакции тепла рассчитать по формуле:

,

где ?T - изменение температуры раствора (?T = T_к - T_н), K;

C - удельная теплоемкость, C_воды = 4,18 кДж/кг•K;

m - масса веществ, кг.

4. Полученный результат пересчитать на 1 моль цинка и записать термохимическое уравнение данной реакции.

Опыт 2. Тепловые явления при растворении твердых веществ.

1. Налить в три стакана или колбы по 25 мл воды. Измерить температуру воды (Т_н).

2. Взвесить на технических весах по 5 г хлорида натрия, нитрата аммония и гидроксида натрия.

3. Всыпать: в первый стакан хлорид натрия, во второй - нитрат аммония, в третий - гидроксид натрия (осторожно).

4. Навески веществ размешать в воде до полного растворения и измерить температуры полученных растворов (Т_к).

5. По полученным данным рассчитать количество выделившейся или поглощенной при реакции теплоты по формуле:

,

где ?T - изменение температуры раствора, K (?T = Т_к - Т_н);

m₁ - масса воды, кг;

m₂ - масса кристаллического вещества, кг;

C - теплоемкость воды, C = 4,18 кДж/кг•K.

6. Полученный результат пересчитать на 1 моль кристаллического вещества, раствор которого готовили, и записать термохимическое уравнение данного процесса.

7. По полученным данным заполнить таблицу.

Таблица 3

Вещество	Температура Т, оС	Q, кДж	Выводы*
	начальная	конечная	?Т

* Указать, является ли данный процесс растворения термохимическим, если да, то эндотермическим или экзотермическим.

8. По работе сделать вывод.

4. Химическая кинетика

Кинетика - учение о скорости и механизме химических реакций.

Различают реакции гомогенные и гетерогенные. Гомогенные реакции протекают в системе, состоящей из одной фазы. Примерами гомогенной системы являются: любая газовая смесь, раствор нескольких веществ в одном растворителе и т.п. Такие реакции протекают одновременно по всему объему системы.

Гетерогенные реакции протекают в системе, состоящей из нескольких фаз. Примером гетерогенной системы является вода со льдом или уголь в атмосфере кислорода. Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Так, при растворении металла в кислоте

реакция может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества.

Под скоростью химической реакции (v) понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единицу площади раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Концентрацию принято выражать числом молей вещества в 1 л раствора, а время - в секундах, минутах, часах в зависимости от продолжительности процесса.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, температуры, давления (для газов), площади соприкосновения реагирующих веществ, присутствия катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс: скорость химической реакции, протекающей при постоянной температуре в гомогенной системе, пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Для реакции

аА + bB = cC + dD

зависимость скорости реакции определяется следующим образом:

,

где k - константа скорости реакции;

С_А, С_В - концентрации реагирующих веществ А и В, моль/л;

а, b - стехиометрические коэффициенты.

Константа скорости реакции (k) показывает, чему равна скорость реакции в тот момент, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л (если С_А = С_В = 1 моль/л, то v = k).

Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия и природы катализатора, но не зависит от концентрации.

Например, для гомогенной реакции:

2H₂(г) + O₂(г) = 2H₂O(г);

.

Для гетерогенной реакции горения угля

C(т) + O₂(г) = CO₂(г)

выражение скорости реакции можно записать

,

то есть в уравнение закона действующих масс входят концентрации только газообразных или жидких веществ. Так как реакции с участием твердых веществ протекают лишь на поверхности раздела фаз, концентрация твердого вещества за данный отрезок времени остается практически постоянной и не входит в выражение скорости реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза и, наоборот, при понижении температуры понижается соответственно во столько же раз.

,

где , - скорости реакции при температуре t₁ и t₂;

г - температурный коэффициент скорости реакции.

Величина г показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°С.

Катализатор - вещество, изменяющее скорость химической реакции, но не расходующееся при этом. Катализаторы могут ускорять и замедлять химические процессы.

Катализ - явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов.

Катализ может быть положительным, когда введение катализатора приводит к ускорению химической реакции.

Катализ может быть отрицательным, в этом случае вспомогательное вещество замедляет химический процесс. Катализатор, замедляющий реакцию, носит название ингибитора.

Химические реакции можно квалифицировать по признаку обратимости процесса. Необратимыми называются такие реакции, которые протекают до конца, то есть до полного расходования одного из реагирующих веществ, например:

а) образование осадка при ионно-обменном взаимодействии:

;

б) выделение газа при ионно-обменном взаимодействии:

Na₂S + 2HNO₃ H₂S + 2NaNO₃

;

в) образование слабого электролита (б < 3%) при ионно-обменном взаимодействии:

2KOH + H₂SO₄ K₂SO₄ + 2H₂O

.

Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми, например:

.

Рассмотрим обратимую гомогенную реакцию:

.

По закону действующих масс запишем выражение скорости прямой реакции (v_>):

и скорости обратной реакции (v_<):

.

В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью, наступает состояние химического равновесия, что выражается уравнением:

v_> = v_< или .

Преобразовав, получим

,

где k_> и k_< - константы скорости прямой (>) и обратной (<) реакций;

C_A и C_B - равновесные концентрации исходных веществ;

C_C и C_D - равновесные концентрации продуктов реакции;

a, b, c, d - коэффициенты в уравнении реакции.

А так как k_> и k_< для конкретной реакции при одной и той же температуре являются величинами постоянными, следовательно, то их отношение будет постоянной величиной. Отношение называют константой химического равновесия и обозначают - .

Отношение произведения продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная и называемая константа химического равновесия:

.

Например, для гомогенной реакции

выражение константы равновесия будет иметь вид:

.

В случае реакций, протекающих в гетерогенной среде, константу равновесия определяют, используя значения концентраций только тех веществ, которые находятся в газообразном или жидком состоянии, например:

.

Величина константы химического равновесия () зависит от природы реагирующих веществ, температуры, концентрации, но не зависит от присутствия катализатора. Катализатор лишь ускоряет наступление химического равновесия.

Константа равновесия имеет большое теоретическое и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции. Если < 1 - в сторону обратной реакции. Следовательно, по численным значениям можно судить о сдвиге химического равновесия в ту или иную сторону.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать какое-либо воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая способствует ослаблению этого воздействия.

При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесном процессе, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Например, в реакции 2NO(г) + O₂(г) = 2NO₂(г) повышение концентрации С_NO в момент равновесия приводит к смещению равновесия в направлении прямого процесса, понижение концентрации также смещает равновесие в сторону прямой реакции.

При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, при уменьшении давления в системе равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молей газообразных веществ. Например, газообразная система

находится в равновесии при определенной температуре. Не изменяя температуру, увеличим давление в системе в два раза, то есть уменьшим объем в два раза; равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как 4 моля исходных газообразных веществ занимают при одних и тех же условиях больший объем, чем 2 моля продукта реакции. Если в исходных веществах и продуктах содержится одинаковое количество молей газообразных веществ, то изменение давления не приведет к сдвигу химического равновесия.

При изменении температуры фактором, который определяет направление смещения равновесия, является знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической (Q < 0; > 0), а при понижении - экзотермической реакции (Q > 0; < 0).

В реакции:

повышение температуры сместит равновесие в сторону прямой (эндотермической) реакции.

4.1 Лабораторная работа № 4 «Определение влияния концентрации веществ и температуры на скорость реакции и смещение равновесия»

Цель работы. Изучить зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, и установить, как влияют эти факторы на смещение химического равновесия.

Приборы и реактивы. Штатив с пробирками. Спиртовка. Термометр. Секундомер. Пипетки. Химический стакан. Тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃). Серная кислота 2%-ная (H₂SO₄). Гидроксид аммония 2 н раствор (NH₄OH). Хлорид магния 0,5 н раствор (MgCl₂). Хлорид аммония (NH₄Cl). Раствор фенолфталеина. Вода дистиллированная.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

1. Ознакомиться с действием серной кислоты на тиосульфат натрия. Для этого к пяти каплям тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃) добавить такое же количество 2%-го раствора серной кислоты (H₂SO₄) и обратить внимание на появляющееся через несколько секунд помутнение раствора. С течением времени оно усиливается, так как возрастает концентрация выделяющейся серы.

Реакция протекает по следующему уравнению:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S.

Полного помутнения при проведении реакции ждать не следует, необходимо определить, через сколько секунд появится чёткая муть.

2. Взять четыре пробирки и поместить в первую - 2, во вторую - 5, в третью - 10, в четвертую - 15 капель раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃) и добавить в первую пробирку 13, во вторую - 10, в третью - 5 капель дистиллированной воды.

3. Осторожно, но быстро, прилить в первую пробирку 5 капель 2%-го раствора серной кислоты (H₂SO₄) и точно определить, через сколько секунд после смешивания реагентов появится муть, результат занести в таблицу.

4. Эту операцию повторить со второй, третьей и четвертой пробирками, полученные данные занести в таблицу.

Таблица 4

№ пробирки	Объём Na2S2O3, капли	Объём H2O, капли	Объём H2SO4, капли	Время появления мути (t), с	Скорость реакции (1/t), с-1
1
2
3
4

5. На основании полученных данных начертить график зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, отложив на оси абсцисс (ось х) относительные концентрации тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃) (капли), а на оси ординат (ось у) - величину, обратную времени протекания реакции (с^-1)_.

6. Записать выражение закона действия масс для данной реакции.

7. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

1. Поместить в пробирку 5 капель раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃). Опустить пробирку в химический стакан с водой, предварительно измерив ее температуру, а затем быстро, не вынимая пробирку с раствором тиосульфата натрия из стакана, добавить к нему 2 капли раствора серной кислоты (H₂SO₄) и отметить через, сколько секунд появится муть, полученные данные внести в табл.

2. Эту же операцию повторить с тремя другими пробирками, повышая температуру воды в стакане каждый раз на 5 ^оС. Полученные результаты занести в таблицу.

Таблица 5

№ пробирки	Объём Na2S2O3, капли	Объём H2SO4, капли	Температура опыта, оС	Время появления мути (t), с	Скорость реакции (1/t), с-1
1
2
3
4

3. По полученным данным построить график зависимости скорости химической реакции от температуры, отложив на оси абсцисс температуру опыта (^оС), а на оси ординат - величину, обратную времени появления мути (1/t, с^-1).

4. Используя экспериментальные данные и правило Вант-Гоффа, рассчитать температурный коэффициент скорости (г) для данной реакции по формуле:

,

где Дt - разность между двумя температурами опыта.

5. Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

Опыт 3. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

1. В пробирку налить 8 капель 0,5 н раствора MgCl₂ и прибавлять по каплям 2 н раствор гидроксида аммония (NH₄OH) до появления осадка.

2. Записать уравнение равновесного процесса.

3. К образовавшемуся осадку, до его растворения, добавить по каплям 2 н раствор хлорида аммония (NH₄Cl). Что происходит?

4. Объяснить, пользуясь принципом Ле Шателье, наблюдаемые явления.

5. Записать выражение константы равновесия данной реакции (K_р).

Опыт 4. Влияние температуры на химическое равновесие.

Гидроксид аммония (NH₄OH) - слабое основание, которое в водном растворе диссоциирует:

NH₄OH = NH₄ ⁺ + OH- + Q.

Количество гидроксид-ионов (ОН-) в растворе зависит от температуры. С повышением температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции, образования NH₄OH и уменьшения концентрации гидроксид-ионов (ОН-).

1. В пробирку налить 1 каплю концентрированного раствора NH₄OH, 30 капель воды и 1 каплю фенолфталеина.

2. Обратить внимание на изменение окраски раствора при его нагревании на спиртовке и последующем охлаждении под струей водопроводной воды.

3. Дать объяснение наблюдаемым явлениям, исходя из принципа Ле Шателье.

4.2 Лабораторная работа № 5 «Определение влияния различных факторов на скорость химических реакций и смещение равновесия»

Цель работы. Определить роль катализатора в химических реакциях. Сравнить зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенных и гетерогенных реакциях. Проанализировать, как концентрация реагирующих веществ влияет на смещение равновесия.

Приборы и реактивы. Лабораторные технические весы. Пробирки. Мерные пробирки. Пипетки. Фильтровальная бумага. Растворы кислот: H₂SO₄, HCl. Растворы солей: CuSO₄, FeCl₃, NH₄CNS, KMnO₄, KNO₃. Цинк в гранулах. Кристаллический NaCl. Мрамор.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

1. В две пробирки налить по шесть капель раствора серной кислоты. В каждую пробирку опустить по кусочку цинка. Наблюдать начало химической реакции. В одну из пробирок добавить 1-2 капли раствора медного купороса (CuSO₄). Сравнить скорость выделения водорода в обоих пробирках. Какую роль играет выделившаяся на цинке медь?

2. В три пробирки внести по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO₄) и по 1 мл раствора серной кислоты. В две пробирки опустить по кусочку цинка, третью пробирку оставить в качестве эталона. В одну из пробирок, в которую добавлен цинк, внести 3-4 капли раствора нитрата калия (KNO₃). Что при этом наблюдается? Какую роль выполняет нитрат калия? Написать уравнения происходящих реакций.

Опыт 2. Влияние величины поверхности на скорость химической реакции в гетерогенной системе.

1. Взять одинаковые навески порошка и кусочка мрамора.

2. Приготовить две пробирки с 10-11 каплями раствора соляной кислоты (HCl).

3. Одновременно стряхнуть с бумажек кусочек мрамора в одну из пробирок с соляной кислотой, а порошок мрамора - в другую.

4. Написать уравнение реакции взаимодействия мрамора (CaCO₃) с соляной кислотой.

5. Сопоставить интенсивность процесса в обоих пробирках и сделать вывод о влиянии величины поверхности реагирующих веществ на скорость химической реакции в гетерогенных системах.

Опыт 3. Влияние концентрации реагирующих веществ на сдвиг химического равновесия.

Провести опыт, подтверждающий влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия.

1. В четыре пробирки внести по 3 мл дистиллированной воды и добавить по 2 капли раствора хлорида железа (FeCl₃), прилить такое же количество разбавленного раствора роданида аммония (NH₄CNS). Какое из образующихся веществ сообщает раствору красное окрашивание? Написать уравнение протекающей реакции.

2. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной. В остальные пробирки добавить следующие реактивы: в первую - 1 каплю концентрированного раствора хлорида железа, во вторую - 1 каплю концентрированного раствора роданида аммония, в третью - несколько кристалликов хлорида натрия (NaCl).

3. Сравнить интенсивность окраски растворов во всех четырех пробирках. Написать выражение константы равновесия для изучаемого процесса и дать объяснения происходящим явлениям.

4.3 Лабораторная работа № 6 «Изучение влияния различных факторов на скорость химических реакций и смещение равновесия»

Цель работы. На конкретных примерах установить зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ, температуры проведения процесса, рН среды растворов и роли катализирующих веществ.

Приборы и реактивы. Лабораторные технические весы. Электроплитка. Термометр. Секундомер. Пробирки. Мерные пробирки. Химические стаканы. Пипетки. Фильтровальная бумага. Растворы кислот: HNO₃ (2 н), H₂SO₄ (2 н), HCl (2 н), CH₃COOH (2 н). Растворы солей: MnSO₄, Na₂C₂O₄ (0,1 н), KMnO₄ (0,1 н; 0,025 н), KBr (0,1 н). Металлический цинк и магний. Кристаллический (NH₄)₂S₂O₈.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

1. Взвесить на технических весах равные навески цинка и магния.

2. В две пробирки налить по 5 мл 2 н соляной кислоты. В одну опустить магний, а в другую цинк.

3. В какой из пробирок происходит более интенсивное выделение водорода? Почему? Написать уравнения происходящих реакций.

Опыт 2. Влияние температуры процесса на скорость химической реакции.

1. В два стакана (№ 1, 2) налить по 10 мл раствора перманганата калия (0,025 н) и по 5 мл серной кислоты.

...