Определение парциальных молярных величин

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Курсовая работа

Определение парциальных молярных величин

Содержание

Введение

1. Парциальные молярные величины и их значение в термодинамике растворов

2. Методы определения парциальных молярных величин

2.1 Аналитические методы

2.2 Графические методы

2.3 Вывод интерполяционной зависимости интегральной теплоты растворения от состава

3. Экспериментальная часть

3.1 Приборы и реактивы

3.2 Управление УЛК с помощью компьютера

3.3 Методика выполнения работы

4. Результаты и обсуждение

Заключение

Список литературы

Приложение

Результаты

Графики



Введение

В природе существует бесчисленное количество систем, представляющих собой равномерную смесь одного вещества в другом или смеси нескольких веществ. Все существующие в природе смеси можно разделиться на две группы:

1) смеси, в которых имеется физическая граница раздела между компонентами. Такие смеси называют гетерогенными. Гетерогенные системы состоят из фаз, отличающихся друг от друга химическим составом и термодинамическими свойствами;

2) смеси, в которых нет физической границы раздела между компонентами. Поэтому во всех своих частях такие системы имеют одинаковые физико-химические свойства. Такие системы называют гомогенными или растворами.

Растворами называют гомогенную систему, состоящую из двух или большего числа компонентов, состав которой может в определенных пределах непрерывно изменяться.

Растворы могут быть в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом. На практике наиболее часто приходится встречаться с жидкими растворами. В жидком растворе различают растворитель и растворенное вещество, хотя с термодинамической точки зрения все компоненты раствора равноценны. Под растворителем понимают вещество, которое имеется в растворе в большем количестве. В данной работе рассматриваются жидкие растворы.

Структура и физические свойства жидкости зависят от химической индивидуальности образующих ее частиц и от характера и интенсивности сил, действующих между ними. В жидких системах проявляются различные виды взаимодействия.

По структуре жидкое состояние является промежуточным между твердым состоянием со строго определенной периодической структурой во всем кристалле и газом, в котором отсутствует какая-либо структура и движение частиц беспорядочно. Отсюда для жидкости характерно, с одной стороны, наличие определенного объема, а с другой стороны - отсутствие определенной формы. У жидкости вблизи температуры затвердевания упорядоченность внутренней структуры становится более выраженной. Напротив, по мере приближения жидкости к температуре кипения, усиливается беспорядок во взаимном расположении частиц.

Жидкие растворы могут быть получены при растворении газов, жидкостей, или твердых тел в соответствующем жидком растворителе. При образовании жидкого раствора, когда жидкий растворитель, характеризующийся определенной структурой, вводится растворяемое вещество, образуется новая структура с иным расположением частиц, чем в растворителе. При этом изменяются силы межмолекулярного взаимодействия.

В жидком растворе кроме взаимодействия, между одноименными молекулами появляется и взаимодействие между разноименными молекулами. Взаимодействие молекул может сопровождаться их распадом на ионы. Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и природой растворителя. Распад на ионы связан либо с явлением диссоциации (разъединение), либо с явлением ионизации (образование ионов). Так при растворении ионных соединений имеет место диссоциация.

В результате взаимодействия между образовавшимися ионами и молекулами растворителя образуются сольваты (в водных растворах - гидраты). Совокупность молекул растворителя, окружающих ион, представляют собой сольватную оболочку. Различают первичную и вторичную сольватные оболочки. Первичной сольватной оболочкой называют оболочку, образующуюся в результате воздействия иона на ближайшие молекулы растворителя, которые теряют при этом независимое движение и перемещаются вместе с ионом. Например, первичная сольватная оболочка , , содержит, согласно квантово-механическим расчётам, от 5 до 7 молекул воды на ион.

Взаимодействие между молекулами часто приводит к образованию других, более сложных молекул - комплексов.

Таким образом, растворы - это очень сложные системы, в которых растворённое вещество может находиться в виде отдельных молекул или ассоциатов, состоящих из нескольких молекул, либо частично или полностью диссоциированным на ионы. В связи с этим растворы подразделяются на растворы неэлектролитов и растворы электролитов.

Растворение сопровождается выделением или поглощением тепла. При растворении какого либо вещества разрушаются связи между молекулами (атомами или ионами) в растворенном веществе и растворителе, что связано с затратой энергии. Одновременно протекает процесс сольватации, т.е. возникают связи между частицами растворяемого вещества и растворителя. При этом энергия выделяется. Общий энергетический эффект растворения, в зависимости от соотношения количеств выделяемой и поглощаемой энергии, может быть как положительным, так и отрицательным.

Кроме энергетического эффекта, растворение сопровождается изменением объема смешиваемых компонентов. Например, при растворении спирта в воде объем раствора уменьшается примерно на 3,5% по отношению с общим объемом взятых веществ за счет образования сольватов.

При растворении иногда наблюдается изменение окраски раствора.

Целью данной работы является определение интегральных и парциальных молярных теплот растворения различных веществ и вывод интерполяционного уравнения для зависимости интегральной теплоты растворения от состава раствора.

Задачи работы:

1) С помощью калориметрических измерений определить значения интегральной теплоты растворения для различных концентраций образующегося раствора;

2) рассчитать по одному из описанных методов парциальные теплоты растворения;

3) построить график зависимости теплоты растворения от состава раствора.



1. Парциальные молярные величины и их значение в термодинамике растворов

Парциальные мольные величины - термодинамические величины, которые используют для описания концентрационных зависимостей свойств растворов. Пусть M - некоторая экстенсивная функция состояния системы из h компонентов, т. е. свойство, зависящее от массы системы (объем, внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса, энергия Гельмгольца, теплоемкость и т.п.). Для i-го компонента парциальная молярная величина Z определяется соотношением:

,

т.е. равна производной от величины M по числу молей компонента i при постоянных температуре T, давлении p и числах молей всех остальных компонентов. Так, парциальный молярный объем

,

где V - объем системы; парциальная молярная энергия Гиббса (химический потенциал)

,

где G - энергия Гиббса системы.

Парциальная молярная величина характеризует изменение величины M при добавлении к бесконечно большому количеству раствора 1 моля компонента i в условиях постоянства T, p и чисел молей всех остальных компонентов. Если молярная доля x_i компонента равна единице, то парциальная молярная величина Z обращается в молярную величину M_m для индивидуального вещества (например, парциальный молярный объем компонента - в молярный объем). Значение Z определяется не только природой i-го компонента, но и свойствами системы в целом, поскольку молекулы i-го компонента взаимодействуют со всеми другими молекулами; в неявном виде эта величина учитывает все изменения свойств системы при внесении i-го компонента.

В реальном растворе в общем случае все парциальные молярные величины зависят от состава, давления и температуры. Если раствор идеальный, то при заданных Т и p парциальные молярные объем, внутренняя энергия, энтальпия, теплоемкость во всей области концентраций постоянны и совпадают с соответствующими молярными величинами чистых компонентов. Химический потенциал m_{i ид} и парциальная молярная энтропия S_{i ид} связаны с соответствующими молярными величинами чистого вещества - энергией Гиббса и энтропией соотношениями:

,

,

где R - газовая постоянная.

Зависимость парциальных мольных величин от Т и p определяется теми же термодинамическими соотношениями, что и для соответствующих экстенсивных свойств. Так, для химического потенциала m_i выполняются соотношения, аналогичные тем, которые справедливы для энергии Гиббса, а именно:

,

.



Функция M для системы в целом представляет собой сумму парциальных молярных величин компонентов, умноженных на соответствующие числа молей . B частности, энергия Гиббса системы . Молярное (удельное) значение: . Зависимости молярного значения M_m от T, p, x₁ , ... , x_n-1 служат для нахождения парциальных молярных величин:

,

где:

.

Изменения парциальных мольных величин при изменении состояния системы связаны между собой уравнением Гиббса - Дюгема, которое в обобщённом виде записывается следующим образом:

.

При Т, p = const (изобарно-изотермические условия):

.

Согласно этому уравнению, в бинарной системе парциальные мольные величины M₁ и M₂ при изменении состава изменяются в противоположных направлениях. Экстремумы на кривых M₁(x₁) и M₂(x₁), если таковые имеются, наблюдаются при одном и том же составе и противоположны по типу. Например, для химических потенциалов



.

При T, p = const

.

Это соотношение служит для расчета химического потенциала компонента раствора на основании концентрационной зависимости химических потенциалов остальных компонентов, а также используется для проверки на термодинамическую согласованность экспериментальных данных о зависимостях химических потенциалов от состава, температуры и т.п.



2. Методы определения парциальных молярных величин

Для определения парциальных молярных величин необходимо зависимость общего экстенсивного свойства раствора от его состава или зависимости парциальной молярной величины одного из компонентов от состава раствора.

Методы определения парциальных молярных величин делятся на аналитические и графические.

2.1 Аналитические методы

Если известна зависимость общего экстенсивного свойства раствора от числа молей каждого компонента, например, в виде интерполяционного уравнения, то парциальные молярные величины определяются дифференцированием интерполяционного уравнения для экстенсивного свойства по числу молей данного компонента.

Подставляя соответствующее значение в полученное уравнение, вычисляют парциальную молярную величину данного компонента для раствора определенного состава.

В ряде случаев физико-химические методы позволяют найти только одну из функций - . Например, по давлению пара растворов нелетучих растворенных веществ можно найти только парциальную величину растворителя. Если известна зависимость парциальной молярной величины одного компонента от состава раствора, парциальную молярную величину второго компонента можно вычислить, пользуясь уравнением Гиббса - Дюгема.

Пусть для бинарного раствора молярная доля растворителя - x₁, а молярная доля растворенного вещества - x₂ или x.

Пусть, например, известна во всем интервале значений x. Из уравнения

следует, что:

.

Интегрирование удобно производить от состава x = 1 до произвольного значения x = b:

.

- это молярное значение для чистого второго компонента, которое может быть измерено независимо от свойств изучаемого раствора. В данном случае необходимо знать предельное значение величины (0), т.е. при x>1.

2.2 Графические методы

Метод графического дифференцирования

Для определения парциальных молярных величин по опытным данным строят график зависимости общего экстенсивного свойства раствора от числа молей данного компонента.

Тангенс угла касательной к кривой в любой его точке будет соответствовать парциальной молярной величине данного компонента в растворе данного состава, так как

.



Данный метод не достаточно точен из-за возможных ошибок при проведении касательных и позволяет определить только одну из парциальных молярных величин.

Метод отрезков.

Метод отрезков используется для определения парциальных молярных величин бинарных растворов. Экспериментально определяют зависимость экстенсивного свойства Z от состава для одного моля раствора и строят график в координатах Z - x, где x - мольная доля второго компонента. Вид графика может быть любым. Задача состоит в том, чтобы по графику зависимости Z(x) найти значения и при всех значениях 0 ? x ? 1. Из определения = + = + . В уравнении имеется два неизвестных - и и известное из опыта значение . Необходимое для определения и второе уравнение получают дифференцированием по x.

С учетом прежних уравнений сумма двух последних слагаемых равна 0 и тогда

Качественный анализ графика зависимости показывает, что отрезки, отсекаемые касательной к кривой , и есть искомые величины и . Так как абсцисса - единый отрезок , то тангенс угла наклона равен отрезку, а это и есть разность величин .

Для раствора любого состава



,

.

Значения и можно найти из опытной кривой.

Графическое определение парциальной молярной величины одного компонента по известным значениям парциальных молярных величин второго компонента.

Уравнение

можно использовать для графического определения парциальных молярных величин. При графическом интегрировании удобно строить график в координатах . Тогда:

легко определяется по площади, ограничиваемой кривой зависимости от и осью абсцисс. Если из независимых источников известно , то можно найти полную величину

.

2.3 Вывод интерполяционной зависимости интегральной теплоты растворения от состава

Выразим зависимость интегральной теплоты растворения от числа молей растворенного вещества эмпирическим уравнение

,

где a,b,c - эмпирические постоянные. Тогда

.

Построим график в координатах, экстраполируем его точки . Отрезок, отсекаемый на оси ординат равен b, а тангенс угла наклона касательной к кривой точке , равен 2c. Зная интегральную теплоту растворения для раствора с данным числом молей растворенного вещества n₂, находим постоянную a в уравнении.



3. Экспериментальная часть

3.1 Приборы и реактивы

1. Модуль УЛК «Термостат», подключенный к компьютеру.

2. Химический стакан на 100мл.

3. NaCl х.ч.

4. KCl х.ч.

5. NaNO₃ х.ч.

6. KNO₃ х.ч.

7. NH₄Cl х.ч.

3.2 Управление УЛК с помощью компьютера

1. Универсальный контролер подключается к персональному компьютеру через COM-порт с помощью специального соединительного шнура.

2. При включенном контролере необходимо запустить программу управления УЛК «Химия» - elsms2.exe.

3. В появившемся окне инициализации («Добро пожаловать в УЛК») необходимо выбрать вариант работы с УЛК - «Работа с контролером» или «Загрузить работу» и войти в программу управления УЛК путем нажатия кнопки «Вход». При выборе «Загрузить работу» можно загрузить сохраненную ранее лабораторную работу.

4. Далее попадаем в окно управления программой. Включаем термодатчик (1-й или 2-й измерительный канал) и активируем контролер.

5. При проведении эксперимента измеряется температура, поэтому нужно установить в соответствующем окне интервал измерений и число измерений.

6. Так как измерение проводится при перемешивании, необходимо установить интенсивность перемешивания (например 3) и включить мешалку кнопкой «Мешалка».

7. В ходе проведения работы может проводиться несколько опытов, поэтому для каждого эксперимента необходимо указывать, например, массу навески. (Тогда в правом верхнем углу графика будет указана масса навески.) Для этого в группе элементов «Дополнительный параметр» необходимо выбрать пункт «Общий» и в поле «Значение» указать массу навески. Размерность указывается в поле «Размерность».

8. Измерение начинают включением кнопки «Измерение». При этом появится окно состояния измерения - «Обмен данными с контролером».

9. Измерение следует заканчивать после растворения соли тогда, когда изменение температуры будет незначительным и равномерным. Измерение заканчивается путем нажатия кнопки «СТОП». При этом экспериментальные данные автоматически запоминаются и установка переходит в режим управления. Для проведения следующих измерений необходимо нажать кнопку «Текущее состояние» и выполнять работу согласно пп. 5 - 8.

3.3 Методика выполнения работы

Определение интегральных теплот растворения начинают с определения постоянной калориметра. Для этого стакан, в который налито 100 см дистиллированной воды, устанавливают в калориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В отверстие крышки вставляют специальную пробирку, в которую предварительно насыпано 2г измельченной соли с известной теплотой растворения (NH₄Cl). Проводят калориметрический опыт и фиксируют изменение температуры. Затем выливают из стакана раствор, ополаскивают стакан, наливают в него 100 см дистиллированной воды и устанавливают в калориметр. Проводят растворение 2г исследуемой соли, фиксируя при этом изменение температуры. Аналогично проводят растворение 4, 6, 8, 10, 12, 16, 20 г исследуемой соли.



4. Результаты и обсуждение

Определение парциальных молярных теплот растворения проводят уравнением теплового баланса:

,

где и - масса воды и соли, соответственно, г;

c - теплоёмкость образующегося раствора, Дж/(гМК). При малых концентрациях, теплоемкость раствора можно приближенно принять равной теплоемкости воды. При больших концентрациях, теплоемкость раствора можно определить по справочным данным. Постоянная калориметра определяется по формуле:

,

Определение парциальной молярной теплоты KCl:

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Определение парциальной молярной теплоты NaCl:

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Определение парциальной молярной теплоты NaNO₃:

, (эксперимент проводился в тот же день)

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Определение парциальной молярной теплоты KNO₃:

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж

Дж.



Заключение

С помощью калориметрических измерений определили значение интегральных теплот растворения для различных концентраций образующегося раствора, рассчитали парциальные теплоты растворения, построили графики зависимости теплоты растворения от состава раствора.



Список литературы

парциальный молярный интерполяционный интегральный

1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. - М.: Химия, 1999г.

2. Краткий справочник физико-химических величин / под ред. А.А. Равделя, А.М. Пономеревой. - Л.: Химия, 1983г.

3. Физическая химия: И.А. Семиохин -- Москва, Издательство МГУ, 2001 г.

4. Термодинамические свойства электролитов: Васильев В.П. - М. Химия 1982г.

5. Физическая химия. Теоретическое и практическое руководство: Никольский Б.П. - 1987г.

6. Основы физической химии: Горшков В.И. - 1993г.

7. Краткий курс физической химии: Кочергин С.М. - 1978г.

8. Физическая химия: Жуховицкий А.А. - 1987г.

9. Физическая и коллоидная химия: Кузнецов В.В. - 1968г.

10. http://www.xumuk.ru



Приложение

Результаты

NH₄Cl 2г (определение постоянной калориметра) ДT= -1,207

KCl 2г ДT= -0,9746

KCl 4г ДT= -2,333



KCl 6г ДT= -2,851

KCl 8г ДT= -3,843

KCl 10г ДT= -4,738



KCl 12г ДT= -5,706

KCl 16г ДT= -7,459

KCl 20г ДT= -9,314



NH₄Cl 2г (определение постоянной колориметра) ДT= -1,098

NaCl 2г ДT= -0,2461

NaCl 4г ДT= -0,5072



NaCl 6г ДT= -0,6789

NaCl 8г ДT= -0,8499

NaCl 10г ДT= -1,008

NaCl 12г ДT= -1,125

NaCl 16г ДT= -1,303

NaCl 20г ДT= -1,397

NaNO₃ 2г ДT= -0,7792

NaNO₃ 4г ДT= -1,616

NaNO₃ 6г ДT= -2,333

NaNO₃ 8г ДT= -3,143

NaNO₃ 10г ДT= -3,745

NaNO₃ 12г ДT= -4,222



NaNO₃ 16г ДT= -5,253

NaNO₃ 20г ДT= -6,436

NH₄Cl 2г (определение постоянной колориметра) ДT= -1.162

KNO₃ 2г ДT= -1.164

KNO₃ 4г ДT= -2.334

KNO₃ 6г ДT= -3.415

KNO₃ 8г ДT= -0,725

KNO₃ 10г ДT= -4,878

KNO₃ 12г ДT= -5,954

KNO₃ 16г ДT= -7,369

NH₄Cl (определение постоянной колориметра) ДT= -1.085

KNO₃ 20г ДT= -4,575

Графики

График зависимости ДH от n_i (KCl)

График зависимости ДH от n_i (NaCl)



График зависимости ДH от n_i (NaNO₃)

График зависимости ДH от n_i (KNO₃)

Размещено на Allbest.ru

...