Правило смешивания (правило «креста»)

Применяют для быстрого расчета масс или объемов при приготовлении раствора из двух растворов различной концентрации

Задача: Рассчитать и приготовить 3 кг 30% раствора H₂SO₄ из 98% раствора H₂SO₄ (ρ=1,86 г/мл) и воды. Рассчитать объем 98% раствора и объем воды необходимые для приготовления заданного раствора.

Составляем крест:

H₂SO₄ 98% 30 г H₂SO₄

30%

H₂O 0 % 68 г H₂O

98 г 30% р-ра

В левый столбик записываем исходные растворы и их процентные концентрации, причем процентная концентрация воды равна 0%. Далее между ними посередине записываем ту концентрацию, которую необходимо приготовить, и по направлению стрелок вычитаем из большего значения меньшее и по диагонали записываем полученное число. В правой части получили весовые соотношения двух исходных растворов. Общая масса полученного 30%-го раствора равна сумме 30 г 98% H₂SO₄ + 68 г H₂O = 98 г.

Для приготовления 98 г (30%) р-ра необходимо взять 30 г H₂SO₄ (98%) и добавить 68 г воды.

Затем находим массу m 98% р-ра H₂SO₄, необходимую для приготовления 3 кг 30 % р-ра H₂SO₄. Составляем пропорцию:

1) Для приготовления

98 г (30%) нужно взять - 30 г (98%) р-ра H₂SO₄

3000 г (30%) - X г

 

X = г (98 % р-ра H₂SO₄).

Рассчитываем объем: мл (98 % р-ра H₂SO₄)

2) г

=1 г/мл, следовательно, V =2080 мл = 2,08 л.

Итак, для приготовления 3 кг 30% р-ра H₂SO₄ нужно отмерить 2,08 л дистиллированной воды и добавить 0,495 л 98% H₂SO₄.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт №1. Приготовление раствора заданной концентрации.

Задание: из сухой соли и дистиллированной воды приготовить, согласно варианту (см.табл.) раствор заданной концентрации. Рассчитать массу сухой соли и объем воды, необходимые для приготовления заданного раствора.

 

№ п.п	Опыт №1	Опыт №2
	50 г 5% р-ра CuSO4 55 г 4% р-ра K2Cr2O7 53 г 4,5% р-ра Na2CO3 52 г 5% р-ра K2CrO4 54 г 3,5% р-ра Na2SO4 57 г 5,5% р-ра CuSO4	60 г 3% р-ра CuSO4 65 г 3% р-ра K2Cr2O7 60 г 2,5% р-ра Na2CO3 61 г 3% р-ра K2CrO4 55 г 2,5% р-ра Na2SO4 60 г 3,5% р-ра CuSO4

 

Ход работы:

1. Сделать расчет.

2. Технология приготовления заданной %-ой концентрации раствора.

· На технических весах взвесить рассчитанную массу соли и перенести ее в коническую колбу.

· Цилиндром отмерить рассчитанный объем дистиллированной воды и перенести в ту же колбу.

· Содержимое колбы перемешать до полного растворения соли.

3. Измерить плотность полученного раствора ареометром.

4. Зарисовать коническую колбу, цилиндр, ареометр.

 

Опыт №2.

Задание: Из раствора, полученного в опыте №1 и дистиллированной воды приготовить раствор заданной концентрации (см.таблицу), используя правило «креста». Рассчитать объем раствора и объем воды, которые необходимо смешать, для получения раствора. Измерить плотность приготовленного раствора ареометром.

Домашнее задание:

Рассчитать все виды концентрации: С_м, С_m, С_н, N_р.в-ва и N_р-ля. Данные взять из опыта №1и 2.

 

 

Лабораторная работа № 3

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

(Глинка Н.Л.,2000, 6.1, Коровин Н.В., 2000, §§ 5.1 – 5.4)

Цель занятия: выполнить калориметрические измерения и термодинамические расчеты, связанные с энергетикой химических процессов.

Теоретические сведения

Химический процесс, фазовые превращения сопровождаются энергетическими изменениями. Законы взаимного превращения различных видов энергии, а также состояние химического равновесия и зависимость его от различных факторов изучает наука – химическая термодинамика.

Химическая термодинамика базируется на законах.

I закон термодинамики: Теплота, сообщенная системе расходуется на изменение внутренней энергии D U и работы расширения или сжатия системы А.

Q = DU + A, A = p DV

Q = DU + p DV

Внутренняя энергия U – это функция состояния 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.

Абсолютную величину запаса внутренней энергии химической системы измерить невозможно. Определяют изменение внутренней энергии системы при переходе её из начального в конечное состояние (из исходных веществ в продукты реакции):

DU = U_к – U_н

Если процесс идёт с поглощением тепла, внутренняя энергия возрастает, если с выделением, то уменьшается.

В изобарном процессе (p = const), U + pV = H – функция состояния, называемая энтальпия(теплосодержание). Q_p = DH

В изохорном процессе (V = const) Q_V = DU.

Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты называется термохимией.

Тепловым эффектом реакции Q называется количество тепла, поглощаемое или выделяемое в процессе химической реакции (кДж).

Если процесс идет с выделением тепла (экзотермический), тепловой эффект условно берется со знаком плюс (+Q), если тепло поглощается (эндотермический процесс) – со знаком минус (–Q).

При записи термохимических уравнений реакции указывается тепловой эффект с соответствующим знаком, агрегатное состояние вещества; допускаются дробные коэффициенты:

H _{2 (г)} + 1/2 О _{2 (г)} = Н ₂ О_(ж) + 285,8 кДж/моль.

Стандартной теплотой образования ( DН^о₂₉₈) называется тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при стандартных условиях:

t^о = 25 ^оC (298 K); P = 101,3 кПа.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю: DН^оСа_(к) = 0; DН^оО _{2 (г)}= 0.

Для экзотермических процессов DH < 0, для эндотермических – DH > 0.

Основными законами термохимии являются:

1. Закон Лавуазье-Лапласа: энтальпия разложения сложного вещества равна по абсолютной величине, но противоположна по закону энтальпии образования этого вещества из продуктов разложения DН_разл = – DН _обр.

2. Закон Гесса: тепловой эффект реакции, протекающий при постоянных давлении и температуре, не зависит от пути протекания процесса, а зависит только от начального и конечного состояния веществ.

Для расчётов удобно пользоваться следствием из закона Гесса:

тепловой эффект химической реакции равен алгебраической сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы теплот образования исходных веществ, с учётом стехиометрических коэффициентов.

DН_х.р=S nDН_{обр. прод} – S nDН_{обр. исх. вещ-в}

Пример:

СН _{4 (г)} + 2О _{2 (г)} = 2Н ₂ О _(ж) + СО _{2 (г)}

D Н ^о_х.р = D Н ^о_обр СО _{2 (г)} + 2D Н ^о_обр Н ₂ О _(ж) – D Н ^о_обр СН _{4 (г)}

 

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 (DS_х.р >0). Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль^.К.

DS_х.р= SnS^o_{обр. прод.} – SnS^o_{обр. исх. вещ-в}

Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:

1) уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (DU<0; DН<0);

2) увеличение беспорядка или энтропии системы (DS > 0).

В термодинамике существует функция, которая отражает влияние на направление процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Такой функцией для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический потенциал G (или энергия Гиббса, свободная энергия системы, кДж).

Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса:

DG_х.р= DН_х.р– Т DS_х.р,

где Т – абсолютная температура процесса.

DG _х.р характеризует общую движущую силу процесса. Если процесс протекает в стандартных условиях, то DG ^о_х.р рассчитывается также по следствию из закона Гесса.

Величина и знак DG _х.р характеризуют принципиальную возможность протекания химического процесса. Если DG _х.р <0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

Задание. Определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и рассчитать энергию Гиббса данной реакции.

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает ионно-молекулярному уравнению:

Н⁺ + ОН^- = Н₂О.

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Для проведения реакции используют калориметрическую установку (рис.2).

Рис.2. Калориметрическая установка:   1 – внешний изолирующий сосуд; 2 – калориметрический стакан; 3 – реакционная смесь; 4 – подставка; 5 – термометр; 6 – мешалка; 7 – воронка.

 

Во внутренний стакан калориметра налить 50 мл 1 н. раствора щёлочи замерив объём раствора цилиндром. Измерить температуру раствора щёлочи с точностью до 0,1 ^оС. В другой мерный цилиндр налить такой же объём 1 н. раствора кислоты. Быстро влить кислоту в калориметрический стакан и перемешивая раствор мешалкой замерять изменение температуры через каждые 30 секунд в течение 4,5 минут. Показания термометра определять с точностью до 0,1^ОС. Данные опыта занести в табл. 2.

 

Таблица 2

Результаты опыта

Время τ, мин		0,5	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0	4,5
Температура t,0С

 

 

Построить график зависимости t,^ОС - τ, мин. На рис.3 приведен примерный вид этого графика. По графику нужно определить величину Δt, для этого экстраполируют линии АВ и СD. Точка К равноудалена от t_m (максимальная температура) и t_н (начальная температура). Затем проводим через точку К прямую, параллельную оси X до пересечения ее с линией ВС, затем, через точку Р проводим перпендикулярную оси Y прямую (участок EF). Δt находим как разность t_к - t_н.

Рис.3. График изменения температуры со временем.   Масштаб Время: 4 клетки – 1 мин Температура с разрывом графика: 1 клетка – 1оС

 

Записать уравнение реакции нейтрализации и рассчитать D Н ^о_х.р, пользуясь следствием из закона Гесса и данными табл. 3.

Таблица 3

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: