Министерство высшего и среднего специального образования республики узбекистан бухарский

Расчет эквивалентной массы

1. 
   Привести объем выделившегося водорода V к нормальным условиям V_o, применив уравнение объединенного газового закона:
   

; ,
где Т_О- абсолютная температура, 273 К
Р_О- давление при нормальных условиях, 101325 Па.

2. 
   По закону эквиалентов рассчитать эквивалентную массу металла Э.
   

; ,
где М_э- эквивалентная масса металла, кг/моль
m – масса навески металла, кг
V_эо- эквивалентный объем водорода, л
V_о – объем водорода, приведенный к нормальным условиям, л

3. 
   Рассчитать относительную погрешность опыта:
   

относительная погрешность ,
где Э_теор.- теоретическое значение эквивалентной массы металла,
М_{э теор}.=М_А/В.
М_А- атомная масса металла
В – валентность металла.
Таблица 1
Давление насыщенного водяного пара.

Температура ^оС	18	19	20	21	22	23	24
Давление пара, кПа	2,06	2,20	2,37	2,48	2,64	2,80	2,98

Задачи для самостоятельного решения
1. Рассчитать Мэ(S) в соединениях Н₂S; SO₂; H₂SO₄.
2. Рассчитать молярные массы эквивалента следующих веществ в реакциях обмена:
NaOH и H₂S; Mg (NO₃)₂ и Ca(OH)₂; H₂SO₄ и NH₄OH.
3. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2 г NaOH. Найти Мэ(кислоты).


Лабораторная работа №3
Определение теплоты растворения соли
Цель работы – определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием с использованием калориметрической установки и проведение и термодинамических расчетов.
Целевые задачи: Овладение калориметрическим методом, графическое определение изменения температуры в ходе опыта, расчет термохимических характеристик процесса, выяснение прикладных возможностей калориметрии.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (теплоты). Первые называются экзотермическими, вторые – эндотермическими.
Количество выделенной или поглощенной теплоты называют тепловым эффектом процесса (Q). Последний зависит от природы веществ, их количества, агрегатного состояния и температуры процесса. Изучением тепловых эффектов химических процессов занимается термохимия.
Большинство химических процессов протекают при постоянном давлении (р=const), т.е. является изобарными. Для изобарных процессов тепловой эффект равен разности энтальпий ( ) конечного и исходного состояния системы, характеризующей «теплоспособность» системы:



Величина ( ) – энтальпия химической реакции - измеряется в кДж. Для экзотермических реакций ( ) < 0, для эндотермических - ( ) > 0. Изменение энтальпии (тепловой эффект химической реакции), а также агрегатное состояние каждого из исходных веществ и продуктов реакции указывают в термохимических уравнениях. Кроме этого, в них допускается применение дробных коэффициентов, так как тепловой эффект рассчитывается на один моль вещества.
Пример термохимического уравнения:

(NH₄)₂Cr₂O_7(к) = N_2(г) + Cr₂O_3(к) + 4H₂O_(ж); = -477 кДж.

В данной записи (к), (г), (ж) означают соответственно кристаллическое, газообразное и жидкое состояния.

Для термохимических расчетов важна стандартная энтальпия образования соединений ΔН^о_обр – это тепловой эффект реакции образования 1 моля этого соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (температура 298 К и давление 101,3 кПа).
Основным законом термохимии является закон Г.И.Гесса, согласно которому изменение энтальпии (внутренней энергии) в химической реакции определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода от начальных веществ к конечным.
Следствием из закона Гесса является соотношение:

Где – энтальпия химической реакции.
Первый член в правой части уравнения – сумма энтальпий образования продуктов реакции, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции;
Второй член – аналогичная сумма для исходных веществ.
Известно, что нейтрализация 1 эквивалента любой сильной кислоты любым сильным основанием в разбавленных водных растворах сопровождается экзотермическим эффектом, при 298 К равным – 57,22 кДж/моль.
Это объясняется тем, что изменение энтальпии таких реакций не зависят от исходных веществ, и определяется при взаимодействии любых сильных кислот и щелочей реакцией:

Н⁺_(р) + ОН ^- _(р) = Н₂О _(ж); = -57,22 кДж/моль

Этот факт подтверждает полную диссоциацию сильных электролитов в водных растворах. Например, нейтрализация азотной кислоты гидроксидом калия в разбавленных водных растворах сводится к образованию 1 моля жидкой воды, что следует из ионно-молекулярного уравнения реакции:

НNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O _(ж)

Н⁺з _(р) + NO^-_{3 (р)} + K⁺ _(р) + OH^- = K⁺_(p) + NO^-_{3 (p)} + H₂O _(ж)
Н⁺ + ОН^- = Н₂О _(ж)

3.