Методичні вказівки до лабораторних робіт з фізичної хімії

Размещено на http://www.allbest.ru/

Міністерство освіти і науки України

Харківська державна академія міського господарства

Методичні вказівки до лабораторних робіт з фізичної хімії

(для студентів 2-3 курсів усіх форм навчання спеціальностей 7.092.601; 7.092.108)

Т.Д. Панайотова, І.І. Ігнатов

Харків 2001

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №1

ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОВОГО ЕФЕКТУ РЕАКЦІЇ НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ

Зміну ентальпії хімічного процесу, що відбувається за умов, близьких до кімнатної температури (20-25С), визначають калориметричним методом. В такому разі величину і знак теплового ефекту обчислюють за зміною температури (t) калориметра.

Схема найпростішого калориметра зображена на рис. 1.1.

Рис. 1.1 - Схема найпростішого калориметра: 1 - посудина Дґюара; 2 - кожух; 3 - термоізоляційний матеріал; 4 - кришка калориметра; 5 - термометр; 6 - мішалка

Калориметричний метод базується на рівнянні теплового балансу:

, (1.1)

де - тепловий ефект виучуваного процесу;

- відповідно маси та питомі теплоємкості окремих частин калориметричної системи (посудини Дґюара, термометра, мішалки, рідини);

- зміна температури за умов відсутності теплообміну ззовні;

- узагальнена теплоємкість калориметричної системи, тобто кількість тепла, що потрібне для нагрівання усіх частин калориметричної системи на 1С.

Якби реальний калориметр не мав теплообміну з навколишнім середовищем, значення можна визначити як різницю ( і - відповідно початкова і кінцева температури). Оскільки процес відбувається не миттєво, а протягом певного часу, калориметр певною мірою обмінюється теплом з оточуючим середовищем, і це треба обовґязково враховувати при визначенні дійсного значення процесу. Саме тому використовують графічний метод визначення , для чого весь дослід поділяють на три етапи: попередній, головний і кінцевий.

1) Попередній етап (щонайменше 10 хвилин).

Хімічна реакція не відбувається. Установлюється рівномірний дрейф температури. Показання термометра реєструють кожні 0,5 хвилини, що дозволяє зробити висновки про характер теплообміну калориметричної системи з оточуючим середовищем.

2) Головний етап - відповідає часу перебігу хімічної реакції (протягом 1 хвилини).

3) Кінцевий етап (щонайменше 10 хвилин).

Хімічна реакція на початку цього етапу вже скінчилася і відбувається охолодження системи за рахунок теплообміну з оточуючим середовищем. Показання термометру, як і на першому етапі, реєструють кожні 0,5 хвилини.

На підставі здобутих результатів будують графік зміни температури за перебігом часу (рис. 1.2)

рівновага розчинність дисоціація водневий

Рис. 1.2 Графічний метод визначення

Для екзотермічних процесів графік має вигляд ломаної АВСД (рис. 1.2.). АВ відповідає попередньому, ВС - головному, СД - кінцевому етапам досліду. Нахил прямих АВ і СД залежить від характеру теплообміну калориметра з оточуючим середовищем. Від точок В та С, що відповідають початковому та кінцевому моментам головного етапу, опускають перпендикуляри на вісь абсцис. Відрізок ВґСґ відповідає часу перебігу хімічної реакції. Від середини відрізку ВґСґ (точка Е) піднімають перпендикуляр ЕF. Прямі АВ і СД екстраполюють до перетину з перпендикуляром ЕF, відрізок KL відповідає дійсній зміні температури виучуваного процесу з урахуванням поправки на зовнішній теплообмін.

Експериментальна частина

Мета роботи: визначення теплоти нейтралізації соляної кислоти розчином їдкого натру. Теплоту нейтралізації розуміють як тепловий ефект реакції утворення 1 молю води у вигляді рідини з іонів водню та гидроксилу:

Н++ОН-=Н2О+Q . (1.2)

Теплота нейтралізації сильних кислот та основ майже однакова і становить 55,9 кДж/моль при 298 К, де за моль приймається молярна маса еквіваленту кислоти або основи.

Реакцію нейтралізації розчину соляної кислоти розчином їдкого натру можна записати як

, (1.3)

де х та у - число молів води на 1 моль реагенту.

Теплові ефекти реакцій (1.2) та (1.3) відрізняються один від одного теплотою разведення реагентів:

Q=Q1+Qрозв ,

де Q - тепловий ефект, здобутий експериментально;

Q1 - дійсне значення теплоти нейтралізації;

Qрозв - сума теплоти розведення реагентів NaOH i HCl.

Якщо дослід здійснювати за умов, коли обґєм розчину основи суттєво перевищує об'єм розчину кислоти (розчин NaOH більш розведений), то теплотою розведення основи можна знехтувати. Але теплоту розведення кислоти розчином основи (Qрозв.к. ) треба врахувати. Питома теплота нейтралізації визначається, таким чином, як

, (1.4)

де Q₁ - тепловий ефект, розрахований на підставі експерименту;

Qрозв.к. - теплота розведення кислоти розчином основи (за довідковими даними);

mk - маса кислоти.

При вимірах, що не потребують високої точності, теплоту розведення можна не враховувати. Це призводить до похибки в кінцевому результаті до 6%.



. (1.5)

Якщо під час досліду тиск у калориметричній системі залишається сталим (в калориметрах відкритого типу він дорівнює атмосферному), то виучуваний тепловий єфект . Знак “мінус” вказує на те, що процес нейтралізації екзотермічний.

, (1.6)

де H - зміна ентальпії реакції нейтралізації;

Q - кількість тепла, що утворюється під час перебігу реакції;

n - число еквівалентів основи:

n = Cосн·Vосн , (1.7)

де Cосн - молярна концентрація еквіваленту основи;

Vосн - обґєм розчину основи.

Дослідження виконують з використанням двох термометрів, які попередньо обовґязково повіряють один до одного. Для цього у велику склянку наливають воду. Занурюють в неї обидва термометри, підвішують їх на штативі. Один з термометрів позначають літерою “К” (кислотний), другий - “О” (осньвний). Термометри не повинні торкатися один одного, стінок і дна склянки. Через двi хвилини (час, потрібний для усталення термічної рівноваги) реєструють і занотовують покази обох термометрів. Потім у склянку додають теплої води стільки, щоб температура підвищилась на 0,5-1С і знову, очiкуючи 2 хвилини, реєструють дані обох термометрів. Операцію повторюють 5-6 разів. Здобуті дані зводять до таблиці:

Tк
To

i будують калібрувальний графік у координатах tк - to, що необхідно для перерахунку показань одного термометра в інший.

Для визначення ентальпії нейтралізації (H) беруть розчин соляної кислоти та гидроксиду натрію з молярною концентрацією еквіваленту відповідно Cк = 1 моль/л; Cосн = 0,2 моль/л.

Посудину Дґюара заповнюють розчином основи обґємом

Vосн=VД , (1.8)

де VД - обґєм посудини Дґюара.

Окрему склянку заповнюють розчином кислоти об'ємом

Vк=VД . (1.9)

У розчини занурюють відповідні термометри і починають реєструвати зміни температур кожні 0,5 хвилини (секундоміром) протягом 10 хвилин (попередній етап). Потім, не вимикаючи секундоміра, розчин кислоти додають до розчину основи в посудині Дґюара і отриману рідину інтенсивно перемішують (головний етап). За хвилину після обґєднання розчинів поновлюють реєстрацію температури суміші в посудині Дґюара кожні 0,5 хвилини протягом 10 хвилин (кінцевий етап). Секундомір залишається увімкненим протягом усіх етапів!

Результати зводять до таблиці:



Час (хв.)	Показання термометра “К”	Показання термометра “О”

Показання термометра “К” перераховують в показання термометра “О”. На підставі отриманих результатів будують графік у координатах температура (t) - час () і визначають різницю теиператур (рис. 1.2). Якщо показання двох термометрів не співпадають, на графіку в частині, що відповідає попередньому етапу, зґявляються дві прямі (рис. 1.3)

Рис 1.3 to - дані осньвного термометра; tк - дані кислотного термометра, перераховані в дані осньвного

Різницю температур за графіком 1.3, визначають раніше розглянутим методом.

to= tсум - to ;

tк= tсум - tк ,

де to, tк, tсум - температури основи, кислоти та суміші в момент нейтралізації.

Кількість тепла, що утвориться при реакції нейтралізації, обчислюють за рівнянням (1.1):

, (1.10)

де mД - маса посудини Дґюара, (г);

mм - маса латунної мішалки, (г);

mк - маса розчину кислоти, (г);

mо - маса розчину основи, (г);

со, ск - відповідно питома теплоємкість розчинів кислоти і основи (~4,18 Дж/г);

сск - питома теплоємкість скла (0,079 Дж/г);

сл - питома теплоємкість латуні (0.39 Дж/г);

срт - середня обґємна теплоємкість ртуті та скла (1,92 Дж/г);

Vрт - обґєм кульки термометра (см3).

Об'єм кульки термометра знаходять за різницею рівнів води у вузькому мірному циліндрі із зануреною кулькою і без неї.

Відносну похибку експерименту обчислюють за формулою

, (1.11)

де Нтеор і Некс - відповідно теоретичне (за довідковими даними) і знайдене експериментально значення ентальпії нейтралізації.



Запитання

1. Що називають тепловим ефектом хімічної реакції? Який звґязок існує між ізобарним та ізохорним тепловим ефектами?

2. Теплоємкість.

3. Зробіть термодинамічне обгрунтування закону Гесса.

4. Доведіть, чи будуть відрізнятися теплові ефекти процесів нейтралізації сильної кислоти сильною основою і слабкої кислоти сильною основою.

5. Поясніть перевагу графічного методу визначення температури виучуваного процесу.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №2

ХІМІЧНА РІВНОВАГА ГОМОГЕННОЇ РЕАКЦІЇ В РОЗЧИНІ. ОБЧИСЛЕННЯ КОНСТАНТИ РІВНОВАГИ

Перебіг гомогенної реакції відбувається у межах однієї фази. Стан, в якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, відповідає стану хімічної рівноваги. Вона настає у той момент, коли склад суміші, що змінюється внаслідок перебігу реакції, раптом залишається сталим за умов відсутності факторів зовнішнього впливу.

Експериментальне дослідження хімічної рівноваги зводиться до кількісного визначення продукту зворотної реакції. Для цього необхідно, зберігаючи сталість зовнішніх умов, простежити за зміною складу реагуючої суміші в часі, доки ця зміна не припиниться.

Стан хімічної рівноваги визначають за константою хімічної рівноваги, значення якої за умов сталої температури є також сталим за будь-яких вихідних концентрацій речовин, але дозволяє обчислити рівноважні концентрації.

Для реакції

2FeCl3 + 2KI = 2 FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 (2.1)

рівняння для визначення константи рівноваги має вигляд

, (2.2)

де - константа рівноваги;



, , , - рівноважні концентрації реагентів.

Експериментальна частина

Мета роботи: дослідження хімічної рівноваги гомогенної реакції (2.1) у розчині. Визначення складу системи у стані рівноваги та обчислення значення константи рівноваги Кс цієї реакції.

Дослід здійснюють за допомогою чотирьох пронумерованих сухих колб з притертими пробками місткістю по 100 мл. Кожну з колб заповнюють розчинами відповідно до табл. 1. Розчини попередньо готують з точно наведеними у табл. 1 концентраціями.

Таблиця 1

№ проби	Обґєм розчину FeCl3, мл (См=0,03 моль/л)	Обґєм розчину КІ, мл (См=0,03 моль/л)
1	50	-
2	-	50
3	55	-
4	-	45

Колби витримують 20 хвилин у термостаті при температурі, вказаній викладачем (кімнатній або 40С), обґєднують вміст колб 1 і 2, а через 10 хвилин - вміст колб 3 і 4. Моменти цих дій фіксують за годинником. Увесь цей час колби залишаються у термостаті. Через 25 хвилин з кожної колби, не виймаючи її з термостата, відбирають по 15 мл реакційної суміші. Відібрані проби одразу зливають відповідно у два конуси з 50 мл дуже охолодженої дистильованої води. За момент відбору проби приймають час виливання розчину з піпетки у конус з холодною водою. Цей момент часу фіксують з точністю до 1 хвилини. Розчин у конусі одразу ж, доки він ще холодний, титрують 0,015 М розчином Na2S2O3 до блідо-жовтого забарвлення. Потім додають кілька краплин розчину крохмалю і продовжують титрування розчином гіпосульфіту до зникнення синього забарвлення розчину.

Використання дуже охолодженої води при титруванні та саме термінове титрування холодної проби необхідно для припинення або, вірніше, для різкого гальмування перебігу виучуваної хімічної реакції на момент відбору проби та її аналізу.

Титрування проби тіосульфатом натрію дозволяє визначити концентрацію вільного йоду в ній відповідно до реакції

2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 ; (2.3)

I2 + 2= 2I- ; (2.4)

2S2O3 - 2 = S4O6. (2.5)

Відбір наступних проб з реагуючих у термостаті сумішей виконують з інтервалом у 7 хвилин у разі температури експерименту 40 °С або кожні 10 хвилин при температурі, що дорівнює кімнатній. Кількість проб визначають досягненням стану рівноваги, тобто такого стану, коли кількість мілілітрів тіосульфату, який потрібен для титрування йоду у двох послідовно відібраних з однієї реакційної суміші проб, стає однаковим.

Результати експерименту заносять до табл. 2.

Таблиця 2

№ проби	1	2	3	4	5	6	7
	Реакційна суміш (1+2)
Час відбору V Na2S2O3, мл
	Реакційна суміш (3+4)
Час відбору V Na2S2O3, мл

Розрахунки

1. Концентрація йоду в стані рівноваги

,

де - молярна концентрація розчину гіпосульфіту натрію (моль/л);

- обґєм гіпосульфіту натрію, що знадобився для титрування відібраної проби (мл).

2. Рівноважна концентрація іонів Fe2+ дорівнює подвiйнiй концентрації йоду (рівняння 2.1), тобто

С Fe2+ = 2СI2 .

Концетрація іонів Fe3+ у стані рівноваги дорівнює різниці між початковою концентрацією FeCl3 і рівноважною концентрацією Fe2+ (рівняння (2.1):

С Fe3+ = СFeCl3 - С Fe2+ ;

С Fe3+ = СFeCl3 - 2СI2 .

Початкову концентрацію FeCl3 обчислюють з урахуванням його розведення розчином КІ при обґєднанні цих розчинів, тобто

,

де - концентрація розчину FeCl3 у колбах 1 або 3 (моль/л);

- відповідно обґєм розчинів, що обґєднуються (мл).

4. Рівноважну концентрацію І--іонів обчислюють за рівнянням



С І- = СКІ - 2СI2 ,

бо зменшення концентрації КІ, тобто іонів І-, дорівнює, згідно з (2.1), подвійнiй концентрації вільного йоду, що утворюється. Початкову концентрацію КІ у реакційній суміші обчислюють з урахуванням взаємного розведення розчинів FeCl3 і КІ, що обґєднуються:

,

де - концентрація КІ в колбi 2 або 4.

5. Константу рівноваги Кс обчислюють за рівнянням (2.2.) окремо для сумішей (1+2) та (3+4).

Здобуті результати заносять до табл. 3.

Таблиця 3

Умови експерименту	Результати обчислень
	СІ2	СFe2+	СFe3+	СI-	Kc
	(1+2)	(3+4)	(1+2)	(3+4)	(1+2)	(3+4)	(1+2)	(3+4)	(1+2)	(3+4)
T =
Vпроби =
=
=
СFeCl3 =
СKI =

Запитання

1. Що таке гомогенна або гетерогенна реакції? Хімічна рівновага.

2. Яким чином кількісно визначається стан рівноваги?

3. На підставі виконаної роботи зробити висновки про залежність константи рівноваги від вихідних концентрацій реагуючих речовин.

4. До чого зводиться експериментальний метод визначення константи рівноваги?

5. Викласти сутність йодометричного аналізу.

6. Пояснити метод обчислення рівноважних концентрацій реагуючих речовин.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 3

ДОСЛІДЖЕННЯ ВЗАЄМНОЇ РОЗЧИННОСТІ РІДИН У ДВОКОМПОНЕНТНІЙ СИСТЕМІ

Системи, що складаються виключно з рідин, поділяються на такі групи:

1. Рідини, практично не розчинні одна в одній (гас - вода, ртуть - вода тощо).

2. Рідини, розчинність яких одна в одній обмежена (анілін - вода, фенол - вода тощо).

3. Рідини, необмежено розчинні одна в одній (метанол - вода, хлороформ - бензол тощо).

Обмежено розчинні одна в одній рідини - це такі, що здатні у певних межах концентрацій утворювати при змішуванні гомогенну систему, але за межами цих концентрацій система стає гетерогенною (двофазною).

За характером залежності взаємної розчинності від температури рідини поділяють на чотири типи:

1) з верхньою критичною температурою розчинності;

2) з нижньою критичною температурою розчинності;

3) з верхньою та нижньою критичною температурою розчинності;

4) без критичних температур розчинності.

За критичні температури розчинності приймаються такі, вище (або нижче) яких система з гомогенної стає гетерогенною або навпаки.

Графічно ці випадки відбито на рис 3.1

Рис.3.1 Діаграми стану обмежено розчинних рідин: а - з верхньою критичною температурою розчинності; б - з нижньою критичною температурою розчинності; в - з верхньою та нижньою критичною температурою розчинності; г - без критичних температур розчинності.

Мета роботи: дослідження взаємної розчинності рідин в системі фенол - вода.

Система фенол - вода відноситься до систем з верхньою критичною температурою розчинності. Докладно діаграма взаємної розчинності цих рідин відображена на рис. 3.2



Рис. 3.2 Діаграма взаємної розчинності рідин в системі фенол-вода.

Якщо до води, ретельно перемішуючи суміш, додавати фенол невеликими порціями при температурі t1, можна спостерігати, що до масової частки фенолу х1 (рис. 3.2) система залишається прозорою - тобто гомогенним розчином фенолу у воді. Подальше додавання фенолу призводить до затьмарення системи, а після відстоювання суміші - до розподілу системи на два шари: насиченого розчину фенолу у воді з масовою часткою фенолу х1 та нового шару - насиченого розчину води у фенолі з масовою часткою х2. Тобто система стає двофазною, гетерогенною, бо рідини вже не здатні при цій температурі на подальше розчинення одна в одній. Якщо температуру лишити сталою, а кількість фенолу, що додається до системи, збільшувати, то буде спостерігатися збільшення висоти шару нового розчину (вода в фенолі), а висота попереднього (початкового) шару розчину фенол у воді буде зменшуватися. Але масова доля фенолу в цих шарах залишатиметься сталою і дорівнюватиме відповідно х2 та х1!

Нарешті, подальше додавання до суміші певної кількості фенолу призведе до зникнення початкового шару (фенол у воді).

Таким чином, при температурі t1 необмежена розчинність двох рідин: фенолу і води одна в одній спостерігається лише у межах масових часток фенолу від 0 до х1, та від х2 до 1,0. У межах масової частки фенолу в суміші від х1 до х2 система буде двофазною зі сталими масовими частками фенолу в кожній фазі відповідно х2 та х1, які відповідають насиченим концентраціям фенолу у цих фазах при температурі t1.

Із збільшенням температури взаємна розчинність компонентів суміші збільшується, а область гетерогенного стану, тобто відстань між концентраціями насичених розчинів зменшується. Наприклад, при температурі t2 > t1 (див. рис. 3.2) ця область вже обмежена масовими частками фенолу в розчинах від х3 до х4. При температурі t > tвкр (верхня критична температура) ця область зникає і настає стан необмеженої розчинності рідин одна в одній.

Температура, що відповідає появі в суміші певного складу другої фази, має назву температури гетерогенізації. Крива АВСКLМN має назву кривої розшарування. Вона відбиває залежність температури гомогенізації від складу суміші. Кожна точка на цій кривій відповідає складові розчинів при тій чи іншій температурі. Точки, розташовані над кривою, відповідають гомогенному стану системи, під кривою - гетерогенному.

Експериментальна частина

Для виконання роботи застосовують скляні ампули, в яких розміщують досліджуванi суміші. Штатив з набором пронумерованих ампул з різним, але точно відомим складом сумішей фенол -- вода розміщують у водяній бані. Швидкість підігріву води у водяній бані не повинна перевищувати 10° за 5 хвилин. Контроль за швидкістю здійснюють за допомогою термометра, зануреного в баню, і секундоміра. Вказана швидкість необхідна для забезпечення температурної рівноваги між водою бані і вмістом ампули. Під час нагріву вміст ампул постійно перемішують і реєструють температури, за яких затьмарена суміш тієї чи іншої ампули стає раптом прозорою (температура гомогенізації).

Коли певна ампула стає прозорою, її охолоджують і за затьмаренням суміші реєструють температуру гетерогенізації. Такі операції можна повторити декілька разів і обчислити середнє для певного складу суміші значення температури гомогенізації - гетерогенізації, приймаючи його як найдостовірне. Взагалі, якщо розбіжність визначення температур за умов підігріву та охолодження не перевищує 1°, можна переходити до чергової ампули іншого складу.

Якщо суміш одразу ще при кімнатній температурі прозора, дослід починають не з підігріву, а з охолодження ампули i спочатку реєструють температуру гетерогенізації, а вже після цього ампулу підігрівають для визначення температури гомогенізації.

Добуті результати заносять до табл. 3.2 і будують діаграму розчинності.

Таблиця 3.2

Показник	Номер ампули
	1	2	3	4	5	6	7	8	9
Температура, С
- гомогенізації
- гетерогенізації
- середня
Масова доля фенолу в суміші, %

Запитання

1. Укажіть валовий склад системи, що вiдбиває фігуративна точка Q (рис. 3.2), а також склад рівноважних фаз.

2. Сформулюйте правило фаз Гiббса. Розрахуйте число ступенів свободи в різних точках діаграми.

3. Які рідини називають обмежено розчинними? Від чого залежить розчинність?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №4

ВИЗНАЧЕННЯ МОЛЯРНОЇ МАСИ ТА СТУПЕНЯ ДИСОЦІАЦІЇ РОЗЧИНЕНОЇ РЕЧОВИНИ КРІОСКОПІЧНИМ МЕТОДОМ

Кріоскопія - це фізико-хімічний метод дослідження рідинних розчинів нелетких речовин, заснований на оцінці зниження температури замерзання розчину в порівнянні з температурою замерзання чистого розчинника.

За температуру замерзання вважають температуру початку утворення твердої фази розчинника. За цих умов тиск насиченої пари розчинника над твердою і рідкою фазами однаковий, що відбиває досягнутий системою стан рівноваги, тобто можливість одночасного існування розчинника у вигляді твердої фази, рідини і пари впродовж довгого часу.

Рис. 4.1. відображає залежність тиску насиченої пари від температури для чистого розчинника (крива ОА) і розчинів різних концентрацій (ВС і ДЕ).

Рис. 4.1

Щодо кривої ОД, то вона відбиває залежність насиченої пари від температури над твердою фазою. Точки перетину кривої ОД з кривими ОА (точка О), ВС (точка В) і ДЕ (точка Д) відповідають температурам замерзання чистого розчинника (То) та розчинів з меншою (Т1) або більшою (Т2) концентраціями нелеткої речовини. Отже, рис. 4.1 наочно свідчить, що розчини здатні замерзнути тільки за умов нижчих у порівнянні з чистим розчинником температур. Різниця між температурами замерзання розчинника і розчину здобула назву зниження температури замерзання розчину:

Тз = Тз(р-ника) - Тз (р-ну) . (4.1)

Кількісно залежність зниження температури замерзання розчину від його концентрації відповідає рівнянню

Тз = К·Сm , (4.2)

де К - кріоскопічна константа, що залежить тільки від природи розчинника;

Сm - моляльна концентрація розчину.

Оскільки

, (4.3)

,

звідки

. (4.4)



Рівняння (4.2) і (4.4) слушні лише для досить розведених розчинів і таких, утворення яких не супроводжується явищами дисоціації або асоціації, тобто за умов незмінної кількості часток розчиненої речовини.

Для розчинів електролітів рівняння (4.2) додатково містить ізотонічний коефіціент Вант-Гофа (і):

Тз = і·К·Сm ; (4.5)

і = 1 +(n -1) ; (4.6)

, (4.7)

де - ступінь дисоціації електроліта;

n - кількість іонів, що утворюється внаслідок дисоціації однієї молекули електроліту.

Експериментальне визначення Тз дозволяє за допомогою рівняння (4.5) обчислити ізотонічний коєфіцієнт, а за допомогою (4.7) встановити значення ступеня дисоціації .

Експериментальна частина

Мета роботи: визначити молярну масу речовини (неелектроліту) та ступінь дисоціації електроліту за виміром зниження температури замерзання розчину певної концентрації.

Для кріоскопічних вимірів застосовують прилад - кріостат (рис. 4.2).

Точність кріоскопічних вимірів визначається головним чином похибками вимірів незначної різниці температур. Достатня точність вимірів досягається застосуванням термометра Бекмана, шкала якого в межах всього 5-6? розбита на соті долі градуса. Саме це і дозволяє забезпечити точність виміру температури на рівні до 0,005?. Слід памґятати, що за допомогою термометра Бекмана не можна здійснити безпосередній вимір температури розчину, бо він розрахований на реєстрацію саме зміни температури (?Т).

Рис. 4.2 Кріостат

Досліджуваний розчин розміщується у пробірці 3 з пробкою 2, яка має два отвори. Крізь один отвір у пробірку занурено термометр Бекмана 1, у другий - мішалку 6. Пробірку 3 розміщують в ширшій за нею пробірці 5, яка відіграє роль повітряної рубашки. Склянка з товстого скла 4, що містить охолоджену суміш (крига+сіль), також має кришку з двома отворами, крізь які просунуті пробірка 3 і мішалка 7.

Від звичайного термометр Бекмана відрізняється тим, що його капіляр у верхній частині сполучено з додатковим ртутним резервуаром, що дозволяє змінювати кількість ртуті в нижньому робочому резервуарі. Це розширює дiапазон температур для використання термометра.

До початку досліду термометр Бекмана відповідним чином настроюють. З настроєним термометром слід поводитися максимально обережно: його не можна класти на стіл; не можна надовго залишати при кімнатній температурі; в неробочому стані термометр треба зберігати в охолоджуючій суміші або, принаймні, в сухій повітряній рубашці кріостата.

Хiд досліду: Готують охолоджуючу суміш з води, криги та солі з температурою на 3-4 нижче за температуру замерзання чистої води. Після заповнення цією сумішшю склянки 4 приладу (рис. 4.2) в неї вміщують мішалку 7 і пробірку 5. В пробірку 3 ллють дистильовану воду у такій кількості, щоб після занурення до неї термометра рівень води був приблизно на 1 см вищий від верхньої частини ртутної кульки. Термометр не повинен торкатися дна і стінок склянки і має бути розміщений від них на відстані приблизно 1-2 см. Перемішування води в пробірці 3 досягається вставленою у пробірку мішалкою 6 шляхом бесперервного зворотно-поступального руху. Пробірку 3 з водою, термометром і мішалкою вміщують в охолоджуючу суміш, безперервно перемішуючи розчинник.

Внаслідок переохолодження температура води в пробірці спочатку буде нижчою за дійсну температуру замерзання. З початком кристалізації води температура поступово підвищується внаслідок вивільнення прихованої теплоти кристалізації. Усталені впродовж певного часу максимальні покази термометра фіксують як температуру замерзання чистого розчинника. Вимірювання виконують кілька разів, доки різниця між двома з них не буде перевищувати 0,01. Пробірку кожного разу виймають з приладу і зігрівають у руці до повного плавлення частинок криги. Якщо явища переохолодження не спостерігається, фіксують температуру, що залишається сталою протягом 1-2 хвилин (впевнившись у наявності кристалів льоду в пробірці).

Процедуру вимірів з розчином, що досліджується, здійснюють аналогічно розглянутій процедурі з дистильованою водою. При зміні розчинів термометр Бекмана зберігають строго вертикально у посудині з льодом. Занурюють термометр у попередньо охолоджений розчин.

За температуру кристалізації розчину вважають максимальну температуру, яка спостерігається на початку кристалізації. Це повґязано з тим, що подальше виведення з фази розчину води у вигляді кристалів льоду збільшує концентрацію розчину, а отже, відповідно до (4.2.), збільшує значення Тз (р-ну).

Добуті результати зводять до таблиці

Досліджувана система	Температура замерзання Тз	Середня температура замерзання,	Зниження температури замерзання, Тз
Чистий розчинник
Розчин неелектроліту
Розчин електроліту

Обчислюють значення Мречовини і за рівняннями (4.4), (4.7).

Запитання

1. Сформулюйте закон Рауля і його наслідки. Покажіть, застосовуючи графічну форму залежності тиску пару розчинника від температури, що розчин повинен кристалізуватися при більш низькiй, а кипіти - при більш високій температурах порівнянно з розчинником.

2. Що зумовлює використання в дослідах термометра Бекмана? Які його особливості?

3. Яка фізична суть кріоскопічної константи? Які чинники її зумовлюють?

4. Чи відрізняються значення температур замерзання водних розчинів глюкози та кухонної солі, якщо концентрації цих розчинів однакові?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №5

ВИЗНАЧЕННЯ КОЕФІЦІЄНТА РОЗПОДІЛУ РЕЧОВИНИ МІЖ ДВОМА РІДИНАМИ

Якщо в систему, що складається з двох рідин, які є нерозчинними одна в одній, додати третій компонент, то він, згідно із законом розподілу, розподілятиметься між обома шарами рідин в певному, сталому при певній температурі співвідношенні:

,

де та - активності третього компонента у першій (І) і другій (ІІ) фазах;

- термодинамічна стала розподілу.

Враховуючи, що , маємо

, (5.2)

де К - коєфіцієнт розподілу.

Для розведених розчинів Cі > 0, і > 1, а Ко > К, отже

. (5.3)



Коефіцієнт розподілу умовно визначають як відношення концентрації третього компонента в органічній фазі () до його концентрації у водній фазі ():

. (5.4)

М.А. Шилов і Л.К Лепінь встановили, що відношення (5.1), (5.3) слушні тільки за умов, коли речовина, що розподіляється, знаходиться в кожній з урівноважених фаз в однаковому молекулярному стані і не впливає на взаємну розчинність цих рідин.

Беручі до уваги, що в більшості випадків молекулярний стан розподілюваної речовини у відповідних розчинниках не відомий, рівняння (5.1) - (5.3) практично не використовують.

У випадках, коли спостерігається дисоціація або асоціація молекул, та відомі молярні маси третього компонента в обох рідинах, використовують рівняння

, (5.5)

де - показник (за умов Т=const), що не залежить від концентрації і визначається тільки природою усіх трьох компонентів та молярними масами розподілюваної речовини в першому і другому розчинниках.

Завдяки спектроскопічним дослідженням відомо, наприклад, що карбонові кислоти, а серед них оцтова, у неполярних розчинах існує у вигляді димерів (тобто подвоєних за рахунок водневого звґязку молекул):

О······НО

Н3СС ССН3 .

ОН······О

Якщо взяти до уваги, що в неполярному розчиннику спостерігається практично повна асоціація кислота в димери за схемою НА+НА=2НА, і знехтувати дуже незначною дисоціацією кислоти у водному розчині, рівняння (5.5) матиме вигляд:

, (5.6)

де та - відповідно рівноважні концентрації кислоти в органічному і водному розчинах.

У найбільш поширених випадках, коли відсутня інформація про молекулярний стан речовини в обох розчинниках, експериментально визначають ряд рівноважних концентрацій цієї речовини в кожному з розчинників, а рівняння (5.5) логарифмують з метою отримання рівняння прямої:

,

lqK=lq - nlq,

lq = nlq + lqK . (5.7)

За результатами обчислень будують графік у координатах lq=f(lq)

Графічно визначають n як тангенс кута нахилу прямої і lqK як відрізок, що відтинає пряма на осі ординат.

Для кожної пари значень та за рівнянням (5.5) обчислюють значення коефіцієнта розподілу і знаходять середнє його значення. Порівнюють обчислене значення K із значенням K, знайденим графічно.

Експериментальна частина

Мета роботи: визначити коефіцієнт розподілу бензойної кислоти між толуолом та водою при кімнатній температурі.

Беруть 4 різних наважки бензойної кислоти на техно-хімічних терезах (маси наважок визначає викладач). Кожну наважку розчиняють у 25 мл толуолу, що містяться відповідно у чотирьох пробірках з притертими пробками. У кожну пробірку додають по 25 мл води. Пробірки затискають пробками і струшують протягом 30-40 хвилин. При цьому пробки треба силоміць утримувати на місці, щоб уникнути довільного їх викиду парою органічної сировини, тиск якої в пробірках при збовтуванні рідин зростає. Для зменшення цього тиску впродовж збовтування пробірки пропонується час від часу обережно відкривати. По закінченні збовтування пробірки залишають на 15-20 хвилин у стані спокою з метою повного розшарування рідин. Потім з кожного шару кожної пробірки піпетками відбирають по три проби обґємом 5 мл кожна (для кожного шару використовують окремі піпетки, з гумовою “грушею”). Проби з верхнього органічного шару титрують розчином NaOH (С=0,1 моль/л). Перед титруванням до проби додають 20 мл дистильованої води і 2-3 краплини розчину фенолфталеіну. Точку еквівалентності визначають появою слабко-рожевого забарвлення водневої складової суміші, що титрується; забарвлення не повинно зникати при енергійному струшуванні колби. Відбір проб нижнього шару з пробірок здійснюють таким чином: затискають пальцем верхній отвір піпетки і тільки після цього занурюють її в пробірку, досягаючи носиком нижнього водяного шару. При цьому маленька краплина рідини верхнього шару все таки потрапляє до носика піпетки. Не відкриваючи верхнього отвору піпетки певний час, зігрівають її у руці. При цьому зігріте в піпетці повітря розшириться і виштовхне цю краплину з носика піпетки. Відібрану таким чином пробу нижнього водяного шару титрують розчином NaOH (С=0,01 моль/л) у присутності фенолфталеіну.

Результати дослідів зводять до таблиці.

№ пробірки

Обґєм розчину NaOH (мл), використаний на титрування

Водяний шар

концентрація С6Н5СООН у водяному шарі, СН2О

Органічний шар

концентрація С6Н5СООН у органічному шарі, Сорг

1-е титрування

2-е титрування

3-е титрування

середнє значення

1-е титрування

2-е титрування

3-е титрування

середнє значення

Запитання

1. Закон розподілу, його суть і форми математичного відображення.

2. Для чого при титруванні проб органічного шару до колби додають воду? Яке значення має кількість доданої води?

3. Що розуміють під екстракцією, в чому її суть?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 6

ВИЗНАЧЕННЯ СТУПЕНЯ ТА КОНСТАНТИ ДИСОЦІАЦІЇ СЛАБКОГО ЕЛЕКТРОЛІТУ ЗА ЕЛЕКТРИЧНОЮ ПРОВIДНIСТЮ РОЗЧИНУ

У розчинах електролітів провідниками електричного струму є іони. На здатність електроліту проводити електричний струм під впливом накладеного електричного поля вказує показник його електричної провідності (W). Значення електричної провідності є зворотнім до значення його електричного опору:

. (6.1)

Відомо, що

, (6.2)

де R - опір провідника, Ом;

с - питомий опір, Омм;

l - довжина провідника,м;

S - поперечний переріз провідника, м2.

Аналогічно до (6.1.) під питомою електричною провідністю (ж) розуміють

ж=. (6.3)



Це електрична провідність 1м3 розчину, що міститься поміж площинними електродами площею 1м2 кожний, а відстань між ними при цьому складає 1м.

Питома електрична провідність забезпечується направленим рухом іонів в розчині, отже її значення (у конкретному розчиннику за умов сталої температури) визначається двома чинниками, а саме, швидкістю руху іонів та їх концентрацією в розчині:

ж=С··F·(Uк+Uа)·1000 , (6.4)

де ж - питома електрична провідність, Ом-1·м-1;

С - молярна концентрація еквіваленту даного електроліту, моль/л;

- ступінь дисоціаціїї;

F - число Фарадея;

Uк, Uа - відповідно абсолютна швидкість руху катіону і аніону, м2·В-1·с-1.

Беручи до уваги, що іонні рухливості катіону + і аніону - визначаються відповідно як + = F·Uк; - = F·Uа, можна записати

ж=С··(++-)·1000 . (6.5)

Під еквівалентною електричною провідністю () розуміють провідність розчину, що міститься поміж двома однаковими електродами, розташованими на відстані 1 м один від одного, і коли площа електродів визначається з умови, що обґєм розчину між цими електродами має вміщувати одну молярну масу еквіваленту речовини електроліту. Тобто еквівалентна та питома електричні провідності зґязані рівнянням

= ж/(С·1000) , (6.6)

де - еквівалентна електрична провідність, Ом-1·м2·моль-1;

С - молярна концентрація еквіваленту, моль/л.

Підставивши рівняння (6.5) в рівняння (6.6.) отримуємо:

= ·(++-) . (6.7)

Електрична провідність гіпотетичного безмежно розведеного розчину, в якому передбачаються повна дисоціація електроліту (=1) та відсутність сил електростатичної взаємодії між іонами, дістала назву граничної еквівалентної проводимісті за умов безмежного розведення розчину:

, (6.8)

де та - відповідно граничні рухливості іонів, Ом-1·м2·моль-1.

Рівняння (6.8) відображає закон Кольрауша.

Для слабких електролітів співвідношення еквівалентної електричної провідності () для розчину конкретної концентрації до граничної еквівалентної провідності за умов безмежного розведення (о) дорівнює ступеню дисоціації:

, (6.9)

Для слабких електролітів, що дисоціюють за схемою АВА++В- константа електролітичної дисоціації (Кд) дорівнює

, (6.10)

отже, застосовуючи (6.9) маємо

. (6.11)

Експериментальна частина

Мета роботи: визначити ступінь та константу дисоціації слабкого електроліту кондуктометричним методом.

Відповідно до (6.1) електричну провідність розчину можна визначити шляхом вимірювання його електричного опору, що здійснюється за допомогою кондуктометричної комірки. Вона виготовляється у вигляді скляної посудини з впаяними до неї платиновими електродами. Відстань між електродами (l) строго фіксується і за будь-яких умов має залишатися сталою. Точно визначити величину цієї відстані, як і площу електродів (S), практично неможливо. Але співвідношення між цими величинами, що отримало назву сталої кондуктометричної комірки , можна визначити експериментально.

Відповідно до (6.2)

W= ж,

звідки

ж= W, або ж=,

тобто

Кко= жмR (м-1) . (6.12)

Для визначення значення Кком, яке буде суто індивідуальним показником будь-якої конкретної комірки, виміряють опір 0,02 М розчину KCl, питома електрична провідність якого за умов різних температур наведена у табл. 1.

Таблиця 1

t,С	18	19	20	21	22	23	24	25
ж, Ом-1·м-1	0,2397	0,2449	0,2501	0,2553	0,2606	0,2859	0,2711	0,2765

Оскільки питома електрична провідність має аддитивну властивість, вона складається з усіх компонентів розчину, отже

Кком =RKCl(жKCl+ жH2O) , (6.13)

але при концентраціях KCl більше за 0,001 моль/л, жKCl>>жH2O, тому можна вважати

Кком =RKClжKCl (6.14)

Безпосередньо вимірювання електричного опору розчинів здійснюється, як правило, компенсаційним кондуктометричним методом. При цьому використовують змінний струм, що необхідно для унеможливлення явищ електролізу розчину на електродах кондуктометричної комірки (при живленні сталим струмом внаслідок електролізу склад розчину змінюватиметься, що згубно позначиться на результатах досліду).



Експериментальна частина

Мета роботи: визначити ступінь дисоціації та константу дисоціації оцтової кислоти.

1. Визначають сталу кондуктометричної комірки. Для цього її заповнюють 0,02М розчином KCl таким чином, щоб рівень розчину був на 1 см вище краю платинових електродів. Поворотом рукояток магазину підбирають таке значення R, при якому стрілка індикатора буде на нулі. За рівнянням (6.14), і користуючись даними табл. 1 обчислюють значення Кком. Виміри здійснюють тричі і беруть середнє значення.

2. З вихідного розчину оцтової кислоти концентрацією 0,5 моль/л розведенням готують по 100 мл розчинів концентраціями 0,25; 0,125; 0,0625; 0,03125 моль/л і вимірюють їх електричний опір. Перед кожним вимірюванням комірку з електродами сполоскують дистильованою водою, а потім розчином, що досліджується. Послідовність вимірів обирають від розчинів меншої концентрації до більшої. За даними експерименту обчислюють питому (6.12) і еквівалентну (6.6) електричні провідності, ступінь дисоціації (6.9) та константу дисоціації електроліту (6.11).

Значення та , що відповідають температурі досліду, знаходять відповідно за рівнянням

. (6.15)

За стандартних умов (t=25єC) у водних розчинах

349,8 10-4 Ом-1·м2·моль-1 b=0,0142 ,

40,9 10-4 Ом-1·м2·моль-1 b=0,0206 .

Розрахункові й обчислені дані зводять до таблиці



Таблиця 2

Розчин, що досліджують	R, Ом	ж, Ом-1·м-1	Кком, м-1	, Ом-1·м2·моль-1	, Ом-1·м2·моль-1
	R1	R2	R3
0,02 М KCl
Розчини СН3СООН
С=0,5 моль/л
С=0,25моль/л

Запитання

1. Що розуміють під електричною провідністю розчину? Сформулювати визначення питомої та еквівалентної електричної провідності та назвати чинники, що зумовлюють ці значення.

2. У чому сутність кондуктометричних вимірів, до чого вони зводяться?

3 Що таке кондуктометрична комірка? Що визначає стала кондуктометричної комірки? Як її визначають експериментально?

4. Чи доречно в кондуктометричних вимірюваннях застосовувати джерела сталого електричного струму?

5. Що розуміють під граничною еквівалентною електричною провідністю, яким чином її обчислюють?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7

ВИЗНАЧЕННЯ ВОДНЕВОГО ПОКАЗНИКА ЗА ДОПОМОГОЮ ЛАБОРАТОРНОГО рН-МЕТРУ

Кількісною мірою кислотності середовища, тобто вмісту в розчині іонів водню, є величина

. (7.1)

Це суто теоретична величина, бо експериментально визначити активність окремого іону (або коефіцієнт активності) неможливо. Експериментально визначають тільки так зване “інструментальне” значення рН, яке умовно теж знаходять як

. (7.2)

Експериментальні методи визначення рН відносяться до потенціометричних вимірів, які здійснюються за допомогою гальванічного елементу, складеного з індикаторного електрода, потенціал якого є функцією концентрації іонів водню в розчині, та електрода порівняння, який має сталий і добре відтворюваний потенціал.

На цей час найбільш поширеним електродом порівняння є хлоросрібний електрод, а індикаторним - скляний іон-селективний електрод (ІСЕ).

Скляний іон-селективний електрод виготовляють із спеціального сорту електропровідного скла у вигляді скляної кульки з порожниною, заповненою розчином НCl концентрацією 0,1 моль/л. У цей розчин занурено допоміжний хлоросрібний електрод, що виконує роль зовнішнього виводу скляного електрода для його підключення до однієї з клем приладу, що вимірює значення електричного потенціалу (рис. 7.1).

Рис. 7.1 1-внутрішнійдопоміжний хлоросрібний електрод; 2 - 0,1 М розчин НCl; 3 - cкляна мембрана (кулька); 4- розчин, що досліджується на вміст іонів Н+

Схематично будова зображеного на рис. 7.1. скляного електрода має вигляд Ag|AgCl|HCl (C=0,1моль/л)|скло|Н+(досліджуваний розчин).

Принцип дії такого електрода заснований на тому, що катіони (Kt+) Na+, K+, Li+, які містяться у структурі скла, здатні до обміну з катіонами зовнішнього розчину, тоді як аніони скла міцно повґязані з його структурою і до обміну з іонами розчину не здатні.

Для скляного електрода з водневою функцією селективність до іонів водню забезпечується рівновагою обміну катіонів лужних металів скла на катіони водню досліджуваного розчину:

. (7.3)

Умова такої рівноваги

,



де та - відповідно хімічні потенціали іонів водню у склі та розчині.

Для надання скляному електродові здатності до рівноваги за рівнянням (7.3) кульку скляного електрода занурюють спочатку в дистильовану воду, де витримують кілька годин (стадія гідратації скла), а потім - на 2-3 доби в 0,1 М розчин HCl. Після цього скляний електрод здобуває потрібну водневу функцію, а саме, потенціал такого електрода лінійно залежить від показника активності іонів водню зовнішнього розчину, тобто значення рН:

(7.4)

(7.5)

(7.6)

де - потенціал скляного електрода (стрибок потенціалу, що виникає на межі фаз скло-зовнішній розчин), В;

- певна стала (В). Це умовне значення потенціалу не можна уособлювати зі стандартним електродним потенціалом, бо ця стала зумовлена сортом скла і типом внутрішнього електроду;

- крутизна електродної функції. За умов Т=298К, 0,059 В.

Рівняння (7.4) - (7.6) - це рівняння прямих у координатах від або від рН. Межа значень рН, де витримується така лінійна залежність, обумовлена сортом скла. У сильно кислих та сильно лужних розчинах спостерігається відхід від лінійної залежності (електрод не має водневої функції) - рис. 7.2. Для перевірки скляного електрода та його калібрування складають гальванічний елемент із скляного та хлоросрібного електродів і експериментально виміряють його електрорушійну силу (Е) у буферних розчинах з відомим значенням рН.

Рис. 7.2

Особливість буферних розчинів полягає в тому, що вони здатні залишати сталим рН при їх розведенні або додаванні до них невеликої кількісті кислоти або лугу

Електрорушійна сила такого елемента (Е) визначається як різниця потенціалів хлоросрібного і скляного електродів:

Е=-=--=

Е=const+ . (7.7)

Згідно з (7.7) Е лінійно залежить від рН, до того ж тангенс кута нахилу цієї прямої визначає крутизну електродної функції:

(рис. 7.2)



Експериментальна частина

Мета роботи: визначити рН розчинів за допомогою рН-метра.

1. Ознайомитися з інструкцією до приладу.

2. Виміряти ЕРС ланцюга (І) у стандартних буферних розчинах. Перед кожним вимірюванням електроди та склянку треба промити дистильованою водою. Залишки води вилучити фільтровальним папером. Торкатися руками до вимірювальної частини електродів не можна! До склянки налити буферний розчин, занурити в нього електроди (кулька скляного електрода має бути повністю вкрита рідиною; одночасно треба уникати дотику кульки до стінок і дна склянки). Після цього проводять вимірювання значення Е (мВ) у першому буфері, аналогічно - в подальших буферних розчинах.

3. За результатами вимірів ЕРС ланцюга (І) у буферних розчинах, рН яких заздалегідь відома, будують калібрувальний графік у координатах Е=f(рН) (рис. 7.2). Роблять висновок про придатність вибраного електрода до подальших досліджень згідно з лінійністю водневої функції у бажаному діапазоні рН та крутизною.

4. Для визначення рН розчину, що досліджується, замірюють відповідне йому значення Е (так само, як це робили з буферними розчинами) і за побудованим калібрувальним графіком встановлюють значення рН.

5. Для вимірювань рН в розчинах за допомогою шкали рН приладу, попередньо необхідно перевірити правильність настроювання приладу. З цією метою виміряють рН стандартного буферного розчину, для якого відомо значення рН. При необхідності калібрувальною ручкою встановлюють стрілку приладу на відповідне значення рН з урахуванням температури розчину. Потім перевіряють показання приладу в трьох стандартних буферних розчинах з різним значенням рН. Похибка при вимірюванні в кожному з буферів має бути в межі 0,05 рН.

6. Виміряти значення рН в розчині, що досліджується. По закінченні роботи вимкнути всі кнопки приладу. Вимкнути його з мережі, промити електроди і залишити їх у склянці з дистильованою водою.

Запитання

1. До якого типу електродів відноситься скляний електрод? Які в нього недоліки й переваги?

2. Поясніть механізм виникнення стрибка потенціалу на межі скло - розчин.

3. Яким чином готують електрод до роботи?

4. У чому сутність калібрування скляного електрода. Чим зумовлена необхідність цієї процедури?

5. Напишіть схему гальваничного елемента, що застосовується для вимірювання рН.

6. Як побудовано хлоросрібний електрод? До електродів якого типу він відноситься? Чому саме цей електрод застосовують як електрод порівняння?

Размещено на Allbest.ru

...