Вычислить относительную ошибку опыта химия

протекающие с выделением энергии, называются экзотермическими, с поглощением – эндотермическими.

Все опыты по определению тепловых эффектов химических реакций проводятся в калориметрах различных конструкций, которые представляют собой как можно лучше изолированный от теплообмена с окружающей средой сосуд с мешалкой и термометром. Простейший калориметр состоит из двух стаканов – внутреннего и внешнего; во внутренний стакан опускаются термометр и мешалка. Во всех опытах условно примем плотности растворов равными 1 г/см3, а теплоѐмкости растворов – 4,184 Дж/г·К.

Для данной лабораторной работы вам потребуются следующие реактивы:

1.Магний Mg;

2.Гидроксид натрия NaOH;

3.Серная кислота Н2SO4.

Вопросы для допуска к выполнению лабораторной работы:

1.Что называется энтальпией (теплотой) образования химического соединения?

2.Чему равны энтальпии образования простых веществ?

3. Какие термодинамические параметры считаются стандартными?

Опыт №1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации

Реакция нейтрализации является экзотермической, так как происходит с выделением теплоты.

Методика опыта. Во внутренний стакан калориметра наливаем 20 см3 раствора серной кислоты Н2SO4 с молярной концентрацией эквивалентов 1 моль/дм3. Запишите начальную температуру данного раствора. Затем добавляем 20 см3 раствора гидроксида натрия NaOH с молярной концентрацией эквивалентов 1 моль/дм3. Запишите максимальную температуру реакции.

В ходе опыта происходит следующая реакция:

Н2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

Тепловой эффект реакции нейтрализации рассчитываем по формуле:

Н V C t 100 0,001,

где ρ – плотность раствора, г/см3; V – объѐм раствора, см3;

С – удельная теплоѐмкость раствора, Дж/г·К; t – разность температур, °С;

100 – коэффициент пересчѐта на один моль взятой кислоты; 0,001 – коэффициент пересчѐта Дж в кДж.

Запишите расчѐт теплового эффекта реакции нейтрализации по вышеуказанной формуле.

Запишите расчѐт теоретического значения теплового эффекта реакции нейтрализации Нтеор по первому следствию из закона Гѐсса: сначала в общем виде, а затем с подставленными табличными значениями энтальпий образования веществ (см. приложение Б).

Относительную ошибку опыта рассчитываем по формуле:

и укажите, с какой ошибкой он был найден в данном случае.

Опыт №2. Определение теплового эффекта реакции взаимодействия металла с кислотой

Реакция взаимодействия металла с кислотой является экзотермической, так как происходит с выделением теплоты.

Методика опыта. Во внутренний стакан калориметра помещаем небольшое количество гранулированного магния Mg и наливаем 2,5 см3 раствора серной кислоты H2SO4 с молярной концентрацией эквивалентов 1 моль/дм3.

Запишите, чему была равна температура кислоты на момент начала реакции и какая максимальная температура была достигнута

входе реакции.

Входе опыта происходит следующая реакция:

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑

Тепловой эффект реакции взаимодействия металла с кислотой рассчитываем по формуле:

Н V C t 800 0,001,

где ρ – плотность раствора кислоты, г/см3; V – объѐм раствора кислоты, см3;

С – удельная теплоѐмкость раствора, Дж/г·К; t – разность температур, °С;

800 – коэффициент пересчѐта на один моль взятой кислоты; 0,001 – коэффициент пересчѐта Дж в кДж.

Запишите расчѐт теплового эффекта реакции взаимодействия металла с кислотой по вышеуказанной формуле.

Запишите расчѐт теоретического значения теплового эффекта реакции взаимодействия металла с кислотой Нтеор по первому следствию из закона Гѐсса: сначала в общем виде, а затем с подставленными табличными значениями энтальпий образования веществ (см. приложение Б).

Относительную ошибку опыта рассчитываем по формуле:

Сделайте вывод о тепловом эффекте реакции взаимодействия металла с кислотой и укажите, с какой ошибкой он был найден в данном случае.

Вопросы для защиты лабораторной работы:

1. Что такое энтальпия (тепловой эффект) химической реакции?

2. Как называются химические реакции, протекающие с выделением теплоты?

3. Как называются химические реакции, протекающие с поглощением теплоты?

4. Формулировка закона Гѐсса.

5. Первое следствие из закона Гѐсса.

6. Как рассчитать тепловой эффект реакции по значениям энтальпий образования вступающих в реакцию и образующихся веществ?

7. Второе следствие из закона Гѐсса.

Рекомендуемая литература:

1.Н.Л. Глинка. «Общая химия». Главы «Превращения энергии при химических реакциях», «Термохимия», «Термохимические расчеты», «Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия», Стандартные термодинамические величины. Химико-термодинамические расчеты».

2.Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик. «Химия. Учебное наглядное пособие». Глава «Химическая термодинамика».

3. П.Г. Пермяков, М.Х. Ахметов, С.В. Зенцова. «Основные закономерности протекания химических процессов в газообразных и конденсированных системах. Учебное пособие». Глава «Химическая термодинамика».

4. Р.М. Белкина, Р.И. Славкина, В.Ф. Горюшкин. «Энергетика химических процессов. Задания для практических занятий».

Лабораторная работа №7

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы в растворах и расплавах.

Все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы. Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, в растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.

Химические взаимодействия в растворах электролитов записывают в виде ионно-молекулярных уравнений. Правило составления таких уравнений состоит в следующем: все малорастворимые, летучие вещества

ислабые электролиты записывают в виде молекул, а сильные, легко растворимые – в виде ионов. Обязательным условием протекания ионообменных процессов является удаление из раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабодиссоциирующих веществ

ивеществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

Для данной лабораторной работы вам потребуются следующие реактивы:

1.Гидроксид калия КOH;

2.Гидроксид кальция Са(ОН)2;

3.Фосфорная кислота Н3РО4;

4.Соляная кислота HCl;

5.Карбонат натрия Na2CO3;

6.Карбонат кальция СаСО3;

7.Нитрат калия KNO3;

8.Сульфат натрия Na2SO4;

9.Хлорид аммония NH4Cl;

10.Хлорид кальция CaCl2;

11.Хлорид бария ВаCl2;

12.Хлорид кобальта CoCl2;

13.Хлорид меди CuCl2;

14.Индикатор фенолфталеин.

Вопросы для допуска к выполнению лабораторной работы:

1.Какие вещества являются электролитами?

2.Вещества каких классов неорганических соединений относятся

кэлектролитам?

3. Что такое электролитическая диссоциация?

4. Что такое катионы и анионы?

5. Что такое степень электролитической диссоциации?

6. Что такое константа электролитической диссоциации?

7. Какие реакции относятся к ионообменным?

Опыт №1. Диссоциирующее действие воды

Вода оказывает диссоциирующее действие на молекулы веществ; его можно обнаружить, например, в том случае, если молекулы в спиртовом растворе, где они находятся в недиссоциированном состоянии, и ионы в водном растворе имеют различную окраску.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2 мл спиртового раствора хлорида кобальта CoCl2 и добавляем 2 мл дистиллированной воды. Окраска раствора изменяется с синей на розовую.

Составьте уравнение диссоциации хлорида кобальта.

Сделайте вывод о данном способе обнаружения диссоциирующего действия воды.

Опыт №2. Действие одноимѐнного иона на диссоциацию гидроксида кальция

В растворах слабых электролитов увеличение концентрации одного из ионов данного электролита уменьшает степень диссоциации электролита.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора гидроксида кальция Са(ОН)2 и добавляем каплю индикатора фенолфталеина; раствор окрашивается в красный цвет. Затем добавляем 2 мл раствора хлорида кальция CaCl2; окраска фенолфталеина ослабевает. Для сравнения проведем аналогичный опыт, добавив вместо раствора хлорида кальция такое же количество воды, чтобы убедиться, что простое разбавление раствора не вызывает такое ослабление окраски.

Сделайте вывод о влиянии одноимѐнного иона на диссоциацию слабого электролита.

Опыт №3. Сравнение химической активности кислот

Методика опыта. В одну пробирку наливаем 3 мл раствора соляной кислоты HCl, в другую – такое же количество раствора фосфорной кислоты Н3РО4. В обе пробирки вносим по одинаковому кусочку мела (карбоната кальция СаСО3). Наблюдается выделение газообразного вещества, которое более бурное и продолжительное в пробирке с раствором соляной кислоты.

Составьте уравнение взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионномолекулярном виде.

Составьте уравнение взаимодействия карбоната кальция с фосфорной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод, какая кислота более сильная.

Опыт №4. Сравнение химической активности гидроксидов

Методика опыта. В две пробирки наливаем по 3 мл раствора хлорида меди CuCl2 и добавляем в одну 2 мл раствора гидроксида калия КOH, а в другую 2 мл насыщенного раствора гидроксида

кальция Са(ОН)2. В первой пробирке выпадает голубой осадок, во второй наблюдается незначительное помутнение раствора.

Составьте уравнение взаимодействия хлорида меди с гидроксидом калия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионномолекулярном виде.

Составьте уравнение взаимодействия хлорида меди с гидроксидом кальция в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионномолекулярном виде.

Сделайте вывод, какой гидроксид более сильный.

Опыт №5. Ионообменные процессы

Ионообменные процессы протекают до конца в случае выпадения осадка, выделения газообразного вещества или образования слабого электролита.

до выпадения осадка сульфата бария белого цвета.

Составьте уравнение взаимодействия хлорида бария с сульфатом натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионномолекулярном виде.

Б) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и добавляем 1-2 мл раствора соляной кислоты HCl. Наблюдается выделение газообразного вещества.

Составьте уравнение взаимодействия карбоната натрия с соляной кислотой в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионномолекулярном виде.

В) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора хлорида аммония NH4Cl и добавляем такое же количество раствора гидроксида калия КOH. Ощущается характерный запах аммиака.

Составьте уравнение взаимодействия хлорида аммония с гидроксидом калия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Г) В пробирку наливаем 2-3 мл раствора нитрата калия KNO3 и добавляем такое же количество раствора сульфата натрия Na2SO4. Изменений не наблюдается.

Сделайте вывод об условиях протекания ионообменных процессов.

Вопросы для защиты лабораторной работы:

1. Чем объясняется электропроводность растворов электролитов?

2. Какое значение имеет вода в процессе электролитической диссоциации?

3. Почему водопроводная вода проводит электрический ток, а дистиллированная нет?

4. Чем отличаются ионы, содержащиеся в кристаллической решѐтке вещества, от ионов, содержащихся в растворе этого же вещества?

5. Чем различаются сильные и слабые электролиты?

6. В молекулах каких электролитов (сильных или слабых) ионы связаны прочно, а в каких слабо?

7. Чему равна степень диссоциации сильных и слабых электролитов? 8. От чего зависит степень электролитической диссоциации?

9. Как можно увеличить или уменьшить степень диссоциации слабого электролита?

10. От чего зависит константа электролитической диссоциации?

11. В каких случаях ионообменные реакции протекают необратимо? 12. Как составляются ионно-молекулярные уравнения?

Рекомендуемая литература:

1.Н.Л. Глинка. «Общая химия». Главы «Теория электролитической диссоциации», «Процесс диссоциации», «Степень диссоциации. Сила электролитов», «Константа диссоциации», «Свойства кислот, оснований

исолей с точки зрения теории электролитической диссоциации», «Ионномолекулярные уравнения», «Смещение ионных равновесий».

2.Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик. «Химия. Учебное наглядное пособие». Главы «Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация», «Ионно-молекулярные уравнения реакций».

3.П.Г. Пермяков, С.В. Зенцова. «Истинные растворы неэлектролитов и электролитов. Методические указания и контрольные задания». Глава «Свойства растворов электролитов».

4.Р.М. Белкина, С.В. Зенцова. «Растворы. Методические указания». Главы «Электролиты и неэлектролиты», «Ионные уравнения».

5.Р.И. Славкина. «Химия. Методические рекомендации». Глава «Ионные уравнения».

Лабораторная работа №8

Гидролиз солей

Гидролиз – это взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. При этом образуется молекула или ион слабого электролита и изменяется реакция среды.

Гидролизу могут подвергаться соли, в составе которых есть катион или анион, соответствующий слабому гидроксиду или слабой кислоте. Соли, образованные сильными гидроксидами и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов соли не будет связывать молекулы воды с образованием слабого электролита.

Протекает гидролиз в основном только по первой ступени. Для процессов гидролиза так же можно записывать ионно-молекулярные и сокращѐнные ионные уравнения, руководствуясь общими правилами записи ионообменных процессов.

Для данной лабораторной работы вам потребуются следующие реактивы:

1.Карбонат натрия Na2CO3;

2.Гидрокарбонат натрия NaНСO3;

3.Сульфат алюминия Al2(SO4)3;

4.Сульфит натрия Na2SO3;

5.Хлорид алюминия AlCl3;

6.Хлорида цинка ZnCl2;

7.Хлорид олова SnCl2;

8.Индикатор фенолфталеин;

9.Индикатор лакмус.