Пример контрольной работы по химии: Химия (РГОТУПС), 11 заданий

Выдержка из текста работы

1. в калориметр отмерить 50 мл одномолярного раствора серной кислоты Н₂SO₄;

2. измерить температуру раствора кислоты t₁в калориметре;

3. быстро (и без потерь) влить в кислоту 25мл двумолярного раствора щелочи NaOH из сосуда и осторожно перемешать полученный раствор кислой соли NаHSO₄(объем V₁);

4. определить температуру t₂ раствора после реакции, которая протекает по уравнению:

где H₁ — теплота реакции;

5. определить разность температур t₁=t₂—t₁ иобъемV₁полученного раствора;

6. к полученному раствору NaНSO₄быстро прилить оставшиеся 25 мл раствора щелочи, перемешать и определить температуру раствораt₃. В данном случае кислая соль превращается в среднюю по реакции:

где H₂ — теплота реакции;

7. определить разность температур t₂=t₃‑t₂ иобъемV₂полученного раствора;

8. результаты опыта занести в табл. 1;

Опыт 2.

1. в калориметр отмерить 50 мл одномолярного раствора серной кислоты Н₂SO₄;

2. измерить температуру раствора кислоты t₄в калориметре;

3. быстро (и без потерь) влить в кислоту 50мл двумолярного раствора щелочи NaOH из сосуда и осторожно перемешать полученный раствор средней соли Nа₂SO₄;

4. определить температуру t₅ раствора реакции полной нейтрализации,

где H₃ — теплота реакции;

5. определить разность температур t₃=t₅—t₄ иобъемV₃полученного раствора;

6. результаты опыта занести в табл. 2;

7. вычислить энтальпию (H₁,H₂,H₃) реакции нейтрализации по формуле:

где H — соответствующая теплота реакции;

V — объем полученного раствора соли, мл;

d — плотность данного раствора, г/см³;

С — удельная теплоемкость раствора, Дж (ккал);

t — соответствующая разность наблюдаемых температур до реак­ции и после реакции, °С;

10 — коэффициент пересчета теплоты реакции на один эквивалент, взятой для нейтрализации кислоты;

0,001 — коэффициент пересчета, кДж (ккал);

8. вычислить суммарную теплоту H₁+H₂ реакции нейтрализации;

9. сравнить значение суммарной теплоты реакции H₁+H₂ со значением H₃ и сделать соответствующие выводы;

10. вычислить абсолютную и относительную ошибки определения теплоты реакции (3);

11. записать уравнения реакций (1), (2) и (3) в виде термохимических уравнений.

Приборы и реактивы:

Калориметр, технические весы, пробирки, штатив для пробирок, химические стаканы, дистиллированная вода, двумолярный (2М) раствор едкого натра, одномолярный раствор (1М) серной кислоты H₂SO₄

Результаты работы

Опыт 1:

С помощью химического мерного стакана в калориметр отмерим 50мл одномолярного (1М) раствора H₂SO₄,после чего смерили температуру раствора кислоты в калориметреt=22⁰C. Влили 25мл двухмолярного (2М) раствора щелочиNaOHи перемешали данный раствор кислой солиNaHSO₄, получившийся объем равенV1=75 В результате реакцииH₂SO₄+NaOH=NaHSO₄+H₂Oтемпература в калориметре возросла доt=31.968⁰C. Разность температур в этой реакции равна ∆t₁= 31.968⁰C– 22.000⁰C= 9.968⁰C. К растворуNaHSO₄прилили оставшиеся 25 мл щелочиV2=100, перемешали и измерили температуруt=34.676⁰C. Разность температур в этой реакции равна ∆t₂= 34.676⁰C– 31.968⁰C= 2.708⁰C. Теперь можно вычислить энтальпиюH реакции нейтра­лизации по формуле:H=V*d*C*t* 10 * 0.001.

H₁=75*1.09*5.02*9,968*10*0.001

H₁=40.907

H₂=100*1.12*6.28*2.708*10*0.001

H₂=19.047

Далее вычислим суммарную теплоту H₁+H₂реакции ней­трализации:

H₁+H₂=40.907+19.047

H₁+H₂=59.954

Результаты опыта 1, исходные и расчетные данные, полученные по формуле (4) приведены в табл. 1.

Таблица 1

Объем раствора V, мл		Разность температур ∆t, °C	Плотность раствора d, г/мл	Теплоемкость С, Дж/(г∙К)	Наблюдаемая теплота ∆H, кДж/моль
H2SO4	NaOH
50	25	∆t1= 9.968	1,09	5,02	∆H1 =40.907
	25	∆t2= 2.708	1,12	6,28	∆H2 =19.047
∆H1 + ∆H2 = 59.954

Опыт 2:

С помощью химического мерного стакана в калориметр отмерим 50мл одномолярного (1М) раствора H₂SO₄,после чего смерили температуру раствора кислоты в калориметреt=22⁰C. Влили 50мл двухмолярного (2М) раствора щелочиNaOHи перемешали данный раствор кислой солиNaHSO₄, получившийся объем равенV3=100. В результате реакцииH₂SO₄+NaOH=NaHSO₄+H₂Oтемпература в калориметре возросла доt=30.64⁰C. Разность температур в этой реакции равна ∆t₁= 30.64⁰C– 22.000⁰C= 8.64⁰C. Теперь можно вычислить энтальпиюH реакции нейтра­лизации для этого опита:

H₃=100*1.12*6.28*8.64*10*0.001

H₃=60.77

Результаты опыта 2, исходные и расчетные данные, полученные по формуле (4) приведены в табл. 2

Таблица№2

Объем Раствора V, мл		Разность температур ∆t, °C	Плотность раствора, d г/мл	Теплоемкость, C Дж/(г∙К)	Наблюдаемая теплота ∆H, кДж/моль
H2SO4	NaOH
50	50	∆t3=8.64	1,12	6,28	ΔH3 =60.77

Как видно из результатов расчета, величина H₃близка по значению к сумме величинH₁иH₂и отличается от нее на 0,816 кДж/моль или на 1,3%.Этот говорит о том, что тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а зависит только от природы исходных и конечных веществ и их состояния (закон Гесса).

Вычислим абсолютную и относительную ошибки определения теплоты реакции (3).

Стандартная теплота образования моля воды составляет H₀= 57,22 кДж.

Абсолютная погрешность определения теплоты реакции:

|H₃-H₀| = |60,77 – 57,22| = 3,55 кДж.

Относительная погрешность определения теплоты реакции:

|H₃-H₀| /H₀= 3,55/57,22 = 6,2 %

Вывод по работе

Рассчитав тепловые эффекты реакций нейтрализации, которые проводились в две и в одну стадию и, проанализировав полученные результаты, мы убедились в справедливости закона Гесса.

Согласно закону Гесса тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции, а зависит только от природы исходных и конечных веществ и их состояния.

Литература

1. Смирнов Г.В., Якунина Г.М.

Химия: Учебно-методическое пособие. — Томск: Томский межвузовский центр дистанционного образования, 2000. — 149 с.

2. Смирнов Г.В., Якунина Г.М.

Химия: Учебное пособие. — Томск: Томский межвузовский центр дистанционного образования, 2000. — 157 с.