Министерство образования и науки Республики Казахстан Павлодарский государственный университет им. С. Торайгырова

Министерство образования и науки Республики Казахстан
Павлодарский государственный университет
им. С. Торайгырова
Факультет биолого-химический
Кафедра химии
ХИМИЧЕСКАЯ
ТЕРМОДИНАМИКА.
РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ
Методические указания к выполнению лабораторных занятий
Павлодар
УДК 544.3(07)
ББК 24.53я7
Х 46
Рекомендовано Ученым советом ПГУ им. С. Торайгырова
Рецензент:
Кандидат химических наук, старший преподаватель А. К. Турсынова
Составители: Г.Г. Абдуллина, М.Б. Баймурат
Х 46 Химическая термодинамика. Равновесие в растворах
методические указания к выполнению лабораторных
занятий
сост. Г.Г. Абдуллина, М.Б. Баймурат. – Павлодар, 2007. – 37 с.
:
/
В методическом указании по дисциплине «Химическая
термодинамика. Равновесие в растворах» приведены правила техники
безопасности и порядок их выполнения, намечена цель выполнения
лабораторных работ, теоретическая часть, контрольные вопросы и
задачи.
Методическое указание разработано в соответствии с (типовой
программой, ГОСО и т.д.).
УДК 544.3(07)
ББК 24.53я7
© Г.Г. Абдуллина, М.Б. Баймурат, 2007
© Павлодарский государственный университет им. С. Торайгырова,
2007
Введение
Данное методическое указание по дисциплине «Химическая
термодинамика. Равновесие в растворах» предназначено для студентов
специальности 050606-химия.
В методическом указании приведен порядок подготовки
студентов к лабораторной работе, порядок ее выполнения, правила
техники безопасности, правила безопасности во время работы,
правила работы с кислотами и щелочами и требования безопасности
по окончании работы.
В методическом указании определена цель выполнения
лабораторных работ, необходимые реактивы, теоретическая часть, ход
работы, контрольные вопросы и задачи.
В ходе экспериментальной части студент приобретает навыки
работы с химической посудой и приборами, основными принципами и
особенностями работы в химической лаборатории.
В ходе проведенных лабораторных работ студент проделывает
определенные расчеты, составляет соответствующие химические
уравнения, делает отчет, вывод работы по поставленной цели, а также
ведет правильное оформление проведенной работы в лабораторный
журнал.
После выполнения экспериментальной работы студент
закрепляет полученные знания и навыки в ходе заключительного
контроля по контрольным вопросам и задачам.
3
1 Правила техники безопасности
1.1 К выполнению каждой работы приступать только после
получения инструктажа по технике безопасности и разрешения
преподавателя.
1.2 Рабочие места запрещается загромождать склянками с
реактивами, не нужными в данный момент приборами, посудой и
посторонними предметами.
1.3 Каждый работающий в лаборатории должен знать, где
находятся в лаборатории средства противопожарной защиты:
огнетушители, ящик с просеянным песком, асбестовое или войлочное
одеяло и аптечка с медикаментами для оказания первой помощи
(растворы: танина в спирте, перманганата калия, борной кислоты,
гидрокарбоната натрия, йода, а также ваты, бинтов, пластыря, мази от
ожога).
1.4 Совершенно недопустимо в лаборатории курить, принимать
пищу, пить воду из химической посуды.
1.5 Ни в коем случае нельзя пробовать какие-либо вещества на
вкус.
2 Требования безопасности во время работы
2.1 Приступая к работе, необходимо: уяснить методику работы,
правила ее безопасного выполнения:
- проверить правильность сборки прибора или установки;
- проверить соответствие взятых веществ веществам, указанным
в описании работы.
2.2 Запрещается выливать в раковину кислоты, щелочи и
подобные растворы. Сливать эти растворы надо в специальную
посуду.
2.3 Нельзя путать пробки от реактивов, нельзя остатки
реактивов выливать обратно в склянку, несоблюдение этих правил
приводит к порче реактивов и химикатов.
2.4 Категорически запрещается оставлять действующие
приборы без присмотра.
2.5 При нагревании жидкостей и твердых веществ в пробирках и
колбах надо следить за тем, чтобы отверстия этих сосудов были
направлены в сторону от себя и других работающих. Нельзя
заглядывать сверху в открытые нагреваемые сосуды, во избежание
поражения при неожиданном выбросе горячей массы.
4
2.6 Склянки с жидкостями и твердыми веществами следует
брать одной рукой за горлышко склянки, а другой снизу, поддерживая
за дно.
3 Требования безопасности при работе с кислотами и
щелочами
3.1 Минеральные кислоты (соляная, азотная, серная,
фтороводородная) при попадании на кожу и слизистые оболочки
вызывают химические ожоги.
3.2 При работе с кислотами и щелочами необходимо помнить
следующие правила.
3.2.1 Все работы с кислотами и щелочами надо проводить в
защитных очках и резиновых перчатках.
3.2.2 При переливании кислот и щелочей через сифон и воронку
из больших сосудов в меньшие сосуды необходимо пользоваться
защитными очками, резиновыми перчатками, фартуком.
3.2.3 Категорически запрещается кислоты и щелочи затягивать
ртом в сифон и пипетки.
3.2.4 Разбавлять серную кислоту можно только в жаростойкой
посуде, приливая кислоту к воде, а не наоборот, так как происходит
значительное выделение теплоты и разбрызгивание. При работе
необходимо надеть защитные очки.
3.2.5 Растворять гидроксиды натрия и калия следует
(в защитных очках) медленным прибавлением их к воде небольшими
порциями. Твердую щелочь надо брать щипцами, а не руками.
3.2.6 Не следует применять серную кислоту в вакуум
эксикаторах в качестве водоосушителя, так как в случае взрыва
эксикатора кислота может попасть на работающего.
3.2.7 Особо следует указать на предосторожности, необходимые
при работе с хлорной кислотой являющуюся очень сильным
окислителем. Хлорную кислоту часто рекомендуют в методиках
анализов неорганических веществ. Продажные растворы содержат
70 % хлорной кислоты. Такая кислота является концентрированной и
при кипячении не взрывается. При соприкосновении кипящей
неразбавленной и их растворами.
4 Требования безопасности по окончании работы
4.1 По окончании лабораторной работы студенты обязаны
привести в порядок свое рабочее место. Закрыть все склянки и посуду
5
с веществами пробками и поставить на отведенное место.
Лабораторная работа № 1 Термохимия
Цель работы: освоить метод определения теплоемкости
калориметрической установки.
Теоретическая часть: Термохимия – раздел физической химии,
изучающий тепловые эффекты химических реакций и физикохимических процессов: кристаллизации, гидратации, растворения и
др.
Тепловым эффектом называется количество теплоты, которое
выделяется или поглощается при протекании химической реакции.
При этом должно соблюдаться условие, чтобы система не совершала
никакой работы, кроме расширения.
Если теплота поглощается системой, т.е. процесс является
эндотермическим, величина Q берется со знаком «плюс». В случае
выделения тепла (экзотермический процесс), величина Q берется со знаком
«минус».
Согласно уравнениям
Qv  dU , Qv  U ,
(1)
Q p  dU  pdV  dH  pdV   pdV  dH ,
Q p  H ,
(2)
тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме,
равен изменению внутренней энергии, его принято обозначать U .
Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении (в
открытых колбах, сосудах), равен изменению энтальпии и
обозначается Н .
Для двух практически важных процессов – изохорного и
изобарного - теплота процесса равна изменению функций состояния и
приобретает свойства функций состояния, т.е. она не зависит от пути
протекания процесса, а определяется начальным и конечным
состояниями системы.
Это положение является основным постулатом термохимии,
сформулированным в 1840 г. русским химиком Г.Т. Гессом и
называемым законом Гесса.
6
Из закона Гесса можно вывести несколько следствий, имеющих
важное практическое значение для термохимических вычислений.
Первое следствие. Тепловой эффект разложения какого-либо
химического соединения точно равен и противоположен по знаку
тепловому
эффекту
его
образования.
Это
утверждение
непосредственно следует из того, что тепловой эффект кругового
процесса должен равняться нулю.
Второе следствие. Если совершаются две реакции, приводящие
из различных начальных состояний к одинаковым конечным
состояниям, то разница между их тепловыми эффектами представляет
собой тепловой эффект перехода из одного начального состояния в
другое.
Третье следствие. Если совершаются две реакции, приводящие
из одинаковых начальных состояний к различным конечным
состояниям, то разница между их тепловыми эффектами представляет
собой процесс перехода из одного конечного состояния в другое.
Четвертое следствие. Тепловой эффект реакции равен разности
между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот
сгорания конечных продуктов с учетом коэффициентов веществ в
уравнении реакции.
Для вычисления теплового эффекта процесса, протекающего
при температуре необходимо знать зависимость теплового эффекта от
температуры.
Теплоемкостью с называют количество теплоты, необходимое
для нагревания 1г (удельная теплоемкость) или 1 моля (молярная
теплоемкость) вещества на 1 К.
с
Q
.
Т
(3)
Теплоемкость твердых, жидких и газообразных веществ
увеличивается при повышении температуры.
Различают истинную теплоемкость, т.е. теплоемкость при
данной температуре
c
Q
dT
(4)
и среднюю теплоемкость

c
Q
,
T2  T1
7
(5)
соответствующую конечному интервалу температур. Если этот
интервал невелик, теплоемкость можно считать не зависящей от
температуры.
В зависимости от условий нагревания теплоемкость может быть
изобарной с р и с
ср 
dH
,
dT
(6)
c 
dU
.
dT
(7)
Для выяснения зависимости теплового эффекта от температуры
продифференцируем уравнение (2)
Q p  H  H 2  H 1 ,
(8)
учитывая уравнение (6)
d H   dH 2   dH 1 


  c p 2  c p1  c
dT
 dT   dT 
(9)
уравнение (9) называется уравнением Кирхгофа. В этом
уравнении величина с р - это разность молярных теплоемкостей
продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических
коэффициентов.
Опыт 1 Определение теплоемкости калориметрической
установки
Ход работы: Для определения тепловых эффектов процессов
применяются
колориметрические
установки.
Конструкция
калориметрической установки зависит от особенностей изучаемого
процесса. Простейшая калориметрическая установка представляет
собой калориметрический стакан с крышкой, в которой закреплены
термометр Бекмана и проволочная мешалка. Для уменьшения
теплообмена с окружающей средой стакан помещен в более широкий
сосуд для создания воздушной оболочки в соответствии с рисунком 1.
8
1-калориметрический стакан; 2-термостат; 3-подставка;
4-крышка; 5-термометр Бекмана; 6- мешалка; 7-пипетка; 8-штатив
Рисунок – 1
Схема калориметра
Такого типа калориметрические установки применяются для
определения теплоемкости веществ, теплот растворения солей, теплот
разведения, нейтрализации и др.
Исследуемые вещества вносят в калориметрический стакан и о
тепловом эффекте при их превращениях судят по изменению
температуры в калориметрическом стакане. Изменение температуры
Т зависит не только от теплового эффекта процесса
Q,
протекающего
в
калориметре,
но
и
от
теплоемкости
калориметрической системы Ck : Q  Ck T .
Поскольку процесс в калориметре протекает при постоянном
давлении, тепловой эффект изучаемого процесса равен изменению
энтальпии системы: Q p  H . Величина теплового эффекта реакции в
пересчете на 1 моль реагирующего вещества определяется из
соотношений
Qз  Ck T  Н ,
(10)
Откуда
H 
C k  T

9
.
(11)
Теплоемкостью Ck калориметрической установки называют
количество теплоты, необходимое для нагревания ее на один градус.
Теплоемкость калориметрической установки складывается из
теплоемкостей жидкости и соприкасающихся с ней частей
калориметра, участвующих в теплообмене: стакана, термометра,
мешалки. Обычно значение Ck находят экспериментально, измеряя Т
какого либо стандартного процесса, тепловой эффект которого
заранее известен. Как правило, определение Ck основано на изменении
теплового эффекта растворения хлорида калия в воде.
Перед началом эксперимента необходимо позаботиться о том,
чтобы все составные части калориметрической установки и
используемые реактивы имели одинаковую температуру.
На аналитических весах берут точную навеску сухой, тщательно
измельченной соли KCL массой 1-2 г. собирают калориметрическую
установку и через отверстие в крышке с помощью цилиндра вливают
в калориметрический стакан 150 см3 дистиллированной воды
комнатной температуры. Перемешивая воду вертикальными
движениями мешалки, добиваются установления равномерного
изменения температуры в калориметре ~ 0,040 град/мин. С этого
момента производят 10-12 отсчетов по термометру Бекмана каждые
30 секунд с точностью до 0,005 град. На тридцатой секунде
последнего отсчета, не меняя режима перемешивания, всыпают в
калориметрический стакан взятую ранее навеску KCL .
Продолжают фиксировать показания термометра Бекмана через
те же промежутки времени, производя еще 10-12 отсчетов.
Оформление результатов эксперимента и обработка
экспериментальных данных:
Экспериментальные данные представляют в виде таблицы 1.
Таблица 1 – Экспериментальные данные
Время от начала опыта, мин
Показания
Бекмана, град
0
0,5
термометра
Подобные таблицы необходимо заполнять в дальнейшем при
выполнении всех калориметрических опытов.
Для точного определения Т было бы идеально, если бы перед
началом исследуемого процесса и по его завершении температура в
10
калориметрическом стакане оставалась постоянной: Т1 до процесса и
Т 2 после него. В реальных условиях температура в калориметрической
системы непрерывно изменяется как до, так и после процесса
вследствие теплообмена с окружающей средой. Таким образом, при
определении Т необходимо внести поправку на теплообмен.
Весь опыт делят на три периода: 1) предварительный,
продолжающийся не менее 5 минут; 2) главный – время протекания
исследуемого процесса, с продолжительностью 2-3 минуты;
3)заключительный, продолжающийся также не менее 5 минут.
По экспериментальным данным строят график зависимости
изменения температуры во времени в соответствии с рисунком 2).
Рисунок –2
График изменения температуры во времени
На участке AB протекает внешний теплообмен, на который после
точки B накладывается тепловой эффект изучаемого процесса. Участок
DE характеризует внешний теплообмен после протекания процесса.
Поскольку изменение температуры, вызванное теплообменом,
линейно, то точка D ,где кривая BD сопрягается с прямой DE указывает
на прекращение влияния изучаемого процесса на внешний
теплообмен.
С некоторым допущением можно принять, что теплообмен,
характеризуемый участком AB , продолжался в ходе изучаемого
процесса от его начала до середины, а от середины до конца процесса
теплообмен протекал со скоростью, характеризуемой участком DE .
Продолжив отрезки AB и DE до пересечения с перпендикуляром КК / ,
восстановленным из середины отрезка B D  , который отражает
продолжительность
главного
процесса,
находят
поправки,
11
обусловленные влиянием внешнего теплообмена на изучаемый
процесс. Таким образом, находят T  KK  .
Постоянную калориметрической установки рассчитывают по
уравнению
Ck 
H m  mKCI 
,
T  M KCI 
(12)
где H m интегральная теплота растворения KCL в воде, значение
которой приводится в таблице 2; mKCL - навеска KCL , KCLмолярная масса KCL .
16,17
16,72
17,28
17,43
17,50
17,55
17,57
17,55
17,51
17,44
17,39
кДж/моль
ΔНраств,
Таблица 2 - Интегральные теплоты растворения KCl в воде при 250С
Моляльность раствора b, моль/кг Н2О
0,0 0,02 0,05 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 1,0 2,0 3,0
1
Опыт 2 Определение теплоты растворения соли
Цель работы: определение интегральной теплоты растворения
соли в воде.
Краткие теоретические положения: при растворении соли в
воде протекает одновременно два процесса:
1) разрушение кристаллической решетки, это требует
затрат энергии;
2) гидратация ионов- процесс, сопровождающийся
выделением энергии.
В зависимости от соотношения тепловых эффектов этих
процессов
процесс
растворения
соли
может
быть
как
экзотермическим, так и эндотермическим.
Тепловой эффект, сопровождающий растворение 1 моля
твердого вещества в жидкости, называют мольной (или удельной)
теплотой растворения. Теплота растворения зависит от концентраций
раствора.
Различают интегральную и дифференциальную теплоты
растворения.
12
Интегральной теплотой растворения  m называется тепловой
эффект растворения 1 моля вещества в некотором количестве
растворителя.
Дифференциальной теплотой растворения называется тепловой
эффект, сопровождающий растворение 1 моля вещества в бесконечно
большом количестве растворителя.
Интегральные
теплоты
растворения
определяют
экспериментально, дифференциальные теплоты находят расчетным
путем.
Приборы и реактивы: калориметрическая установка;
аналитические весы; мерный цилиндр на 250 см3; секундомер; хлорид
калия; исследуемая соль: KNO3 , KCNS, K 2 SO4 , NH 4 NO3 ; дистиллированная
вода.
Ход работы:
1) Определение постоянной калориметрической установки.
Определяют константу калориметрической установки по теплоте
растворения KCL , методика эксперимента описана выше.
2) Определение интегральной теплоты растворения.
Проводят калориметрический опыт как при определении постоянной
калориметрической
установки,
только
вместо
в
KCL
калориметрический стакан всыпают взятую ранее точную навеску
сухой и тщательно измельченной исследуемой соли (m = 1 – 2 г.)
Обработка экспериментальных данных:
1) Экспериментальные данные первого калориметрического
опыта необходимо представить в виде таблицы 1.
2) По экспериментальным данным построить график
зависимости изменения температуры во времени и определить  .
3) Рассчитать постоянную калориметрической установки Ск по
формуле (10).
4) Экспериментальные данные второго калориметрического
опыта представить в виде таблицы 1.
5) По экспериментальным данным второго опыта построить
график изменения температуры во времени и определить  .
6) Интегральную теплоту растворения исследуемой соли
рассчитать по формуле
H m 
13
Cr     соли
.
mсоли
(13)
7) Оценить погрешность полученного значения H m по
отношению к справочному.
Форма отчета. Отчет должен содержать название и цель
работы, краткие теоретические положения, описание хода работы,
таблицы
экспериментальных
данных,
графики
изменения
температуры во времени (на миллиметровой бумаге), результаты
расчета, оценку погрешности определения
H m , вывод по
проделанной работе.
Опыт
3
Определение
теплоты
образования
кристаллогидрата
Цель работы: определение теплоты образования CuSO4 ∙ 5H2O
из CuSO4 и H2O.
Краткое теоретическое положение: теплотой образования
кристаллогидрата называется тепловой эффект образования 1 моля
твердого кристаллогидрата из твердой безводной соли и
соответствующего количества воды.
Растворение безводного сульфата меди протекает по уравнению:
CuSO4(к) ∙ nH2O(ж) = CuSO4(р-р) ∆Hраст.безв
Однако данный процесс сопровождается гидратацией безводного
сульфата меди и переходом его в растворенное состояние:
CuSO4(к) + 5H2O(ж) = CuSO4 ∙ 5H2O(к),
CuSO4 ∙ 5H2O(к) + (n-5) H2O(ж) = CuSO4(р-р)
∆Нгидрат
∆Нраст.водн.
По закону Гесса
∆Нраст.безв.= ∆Нгидрат + ∆Нраст.водн
(14)
Теплота образования кристаллогидрата (∆Нгидрат) не может быть
измерена в калориметре непосредственно, так как скорость
образования кристаллогидрата мала. Эту величину вычисляют по
разности интегральных теплот растворения безводной соли ∆Нраст.в.безв
и кристаллогидрата ∆Нраст.водн .
Приборы и реактивы: калориметрическая установка,
аналитические весы, мерный цилиндр на 250см2, секундомер,
сушильный шкаф, эксикатор, фарфоровая чашка, пробирка с
резиновой пробкой, КСl, CuSO4· 5H2O, дистиллированная вода.
14
Ход работы:
1) Получение безводного сульфата меди. Навески безводной
соли и кристаллогидрата подбирают так, чтобы концентрации соли в
образующихся растворах были одинаковыми. Для этого берут две
точные навески по 2г растертого в порошок кристаллогидрата
CuSO4· 5H2O. Одну навеску нагревают в сушильном шкафу при t =
240-2500С до постоянной массы (m = 1,28 г) и перехода голубой
окраски CuSO4· 5H2O в белую, характерную для безводного CuSO4.
По окончании процесса гидратации безводный CuSO4
охлаждают и хранят в эксикаторе.
2) Определение константы калориметрической установки.
Определяют константу калориметрической установки Ск по теплоте
растворения КСl. Освобождают калориметрическую установку и
подготавливают к следующему опыту.
3) Определение интегральной теплоты растворения
кристаллогидрата. Наливают в калориметрический стакан 150 см3
дистиллированной воды и проводят калориметрический опыт как при
определении постоянной калориметрической установки, всыпая
вместо КСl взятую ранее точную навеску CuSO4· 5H2O массой 2г. по
окончании опыта освобождают калориметрическую установку и
подготавливают к следующему опыту.
4) Определение интегральной теплоты растворения
безводной соли. Наливают в калориметрический стакан 150 см3
дистиллированной воды и точно так же проводят калориметрический
опыт, всыпая заранее полученный безводный сульфат меди массой
1,28г. Операцию внесения CuSO4 в воду необходимо провести как
можно скорее, чтобы соль не поглотила влагу из воздуха.
Обработка экспериментальных данных:
1. По экспериментальным данным первого калориметрического
опыта, представленным в виде таблицы 1, следует построить график
изменения температуры во времени и определить ΔТ. Рассчитать
постоянную калориметрической установки Ск по уравнению(12).
2. Экспериментальные данные второго калориметрического
опыта представить в виде таблицы 1:
3. По экспериментальным данным таблицы построить график
изменения температуры во времени и определить температуру ΔТ.
4. Рассчитать интегральную теплоту растворения
кристаллогидрата по формуле
H раст.водн 
Ск  Т  М соли
.
тсоли
15
(15)
5. По экспериментальным данным третьего калориметрического
опыта, представленным в виде таблицы 1, графически определить ΔТ.
6. Рассчитывать интегральную теплоту растворения безводной
соли по формуле
H раст.безв 
С к  Т  М соли
тсоли
(16)
По формуле (2) рассчитать теплоту образования пятиводного
кристаллогидрата ΔНгидр
и сравнить полученное значение со
справочным.
Форма отчета. Отчет должен содержать название работы, ее
цель, краткие теоретические положения, описание хода работы,
таблицы
экспериментальных
данных,
графики
изменения
температуры во времени, результаты расчета, оценку погрешности
определения ΔНгидр , выводы по проделанной работе.
Опыт 4 Определение теплоты нейтрализации
Цель работы: определение теплоты нейтрализации сильной
кислоты сильным основанием.
Краткие теоретические положения: Теплотой нейтрализации
называется количество тепла, которое выделяется при взаимодействии
1 моля кислоты с 1 молем основания. Установлено, что реакция
нейтрализации 1 моля сильной одноосновной кислоты ( HCL, HNO3 , и
т.п.) сильным основанием ( KOH , NaOH и т.п.) в достаточно
разбавленных водных растворах сопровождается одинаковым
экзотермическим эффектом, который при 298 К равен -57,1 кДж/моль.
Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из
ионов водорода и гидроксида
Н  вода  ОН вода  Н 2Овода
Чтобы правильно определить тепловой эффект реакции
нейтрализации, следует учесть, что при вливании раствора сильной
кислоты в раствор щелочи в калориметре кроме основного процесса,
сопровождающегося тепловым эффектом
H нейтр. , протекает процесс разбавления кислоты водным раствором
щелочи с тепловым эффектом H1 и процесс разбавления с тепловым
эффектом H 2 .
16
Таким образом, измеренная опытным путем теплота процесса
H изм  H нейтр  Н1  Н 2 .
(17)
Приборы и реактивы: калориметрическая установка;
аналитические весы; мерный цилиндр на 250 см3; мерная пипетка на 5
см3, секундомер, хлорид калия, раствор щелочи ( KOH , NaOH ) с=0,1
моль/дм3, раствор сильной кислоты ( HCL, HNO3 , H 2 SO4 ) с=2 моль/дм3,
дистиллированная вода.
Ход работы:
1)
Определение
теплоемкости
калориметрической
установки. Определяют теплоемкость калориметрической установки
Ск по теплоте растворения KCL в воде.
2)
Определение
суммарной
теплоты
процессов,
протекающих в калориметре H изм. . Мерным цилиндром отмеряют и
заливают в калориметрический стакан 150 см3 0,1 моль/дм3 раствора
щелочи. Собирают калориметрическую установку. Перемешиваем
раствор мешалкой, дожидаются замедления движения столбика ртути
и приступают к отсчетам температуры через каждые 30 секунд.
Производят 10-12 отсчетов и на тридцатой секунде последнего
отсчета с помощью мерной пипетки осторожно вливают в
калориметрический стакан 5 см3 2 моль/дм3 раствора сильной
кислоты. Продолжают фиксировать показания термометра, не меняя
скорости перемешивания, производят еще 10-12 отсчетов через
каждые 30 с. Выливают содержимое калориметрического стакана и
подготавливают установку к следующему опыту.
3) Определение теплоты процесса разбавления кислоты
щелочью Н1 . При проведении калориметрического опыта 5 см3
раствора кислоты вливают в 150 см3 водного раствора, т.е. разбавляют
кислоту примерно в 30 раз, при этом выделяется некоторое
количество теплоты, которое можно рассчитать, если известны
интегральная теплота растворения кислоты в воде, или определить
экспериментально. Этой целью калориметрический опыт проводят как
при определении H изм. , только вместо раствора щелочи в
калориметрический стакан заливается 150 см3 дистиллированной
воды.
4) Определение теплоты процесса разбавления щелочи
водным раствором кислоты 2 . Так как объем щелочи велик и
мало изменяется при вливании в него кислоты, величиной 2 можно
пренебречь (   0 ).
17
Обработка экспериментальных данных:
1. По экспериментальным данным первого калориметрического
опыта, предоставленным в виде таблицы, следует построить график
зависимости изменения температуры во времени и определить  .
Рассчитать постоянную калориметрической установки Ск по
уравнению (12)
2. Экспериментальные данные второго калометрического опыта
представить в виде таблицы 1.
3. По экспериментальным данным таблицы построить график
изменения температуры во времени и определить  .
4. Рассчитать величину
H изм 
Cк  соли
кислоты
,
(18)
где  - количество кислоты, внесенной в калориметр, моль.
5. По экспериментальным данным третьего калориметрического
опыта, представленным в виде таблицы 1, графически определить 1 .
6. Рассчитать величину Н1 по формуле
H1 
Cк  1
кислоты
.
(19)
7. Теплоту нейтрализации вычислить по уравнению
H нейтр  H изм  Н 1
(20)
и сравнить со справочным значением H 0 нейтр .
Форма отчета. Отчет должен содержать название работы и ее
цель, краткие теоретические данные, порядок выполнения работы,
таблицы экспериментальных данных трех калориметрических опытов,
графики изменения температуры во времени, результаты расчета,
выводы по проделанной работе.
Опыт 5 Определение теплоты нейтрализации слабой
кислоты сильным основанием
Цель работы: определение теплоты нейтрализации слабой
кислоты сильным основанием и определение теплоты диссоциации
слабого электролита.
18
Краткие теоретические положения:
Нейтрализация слабой
кислоты сильным
основанием
сопровождается одновременно диссоциацией слабого электролита с
тепловым эффектом  дис . По закону Гесса теплота нейтрализации
нейтр
слабой кислоты сильным основанием  слаб
Отличается от теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным
нейтр
основанием  сильн
на величину теплоты диссоциации  дис .
нейтр
нейтр
 слаб
  сильн
  дис
(21)
Теплота диссоциации складывается из теплот гидратации ионов
и диссоциации и в зависимости от природы электролитов имеет
различные величину и знак.
нейтр
Определив опытным путем  слаб
и зная теплоту
нейтрализации сильной кислоты сильным основанием (работа 2)
определяют теплоту диссоциации слабого электролита
нейтр
нейтр
 дис   слаб
  сильн
(22)
Приборы и реактивы: калориметрическая установка;
аналитические весы; мерный цилиндр на 250 см3; мерная пипетка на 5
см3, секундомер, хлорид калия, раствор щелочи KOH с=0,1 моль/дм3,
раствор уксусной кислоты с=2 моль/дм3, дистиллированная вода.
Ход работы: В данной работе предлагается определить теплоту
нейтрализации уксусной кислоты растворам гидроксида калия.
Последовательность выполнения работы та же что и в работе 2.
Обработка экспериментальных данных:
Обработка экспериментальных данных трех калориметрических
опытов аналогична описанной в работе 2.
Теплоту нейтрализации слабой кислоты сильным основанием
необходимо рассчитать по формуле
нейтр
 слаб
  изм  1
(23)
Теплоту диссоциации уксусной кислоты следует рассчитать по
уравнению (22).
Форма отчета. Отчет должен содержать название и цель
работы, краткие теоретические положения, порядок выполнения
работы, таблицы экспериментальных данных, графики изменения
19
температуры во времени, результаты расчета, выводы по проделанной
работе.
Контрольные вопросы и задачи
1. Какой смысл имеют знаки «+» или «-» перед
термодинамическими функциями: теплотой, работой, изменением
внутренней энергии.
2. Напишите уравнение для первого начала термодинамики для
макро- и микропроцессов.
3. Изменением какой термодинамической функции определяется
возможность самопроизвольного протекания процесса.
4. Вычислить какое количество теплоты выделится при
нейтрализации 10 кг 15%-го раствора NaOH раствором азотной
кислоты при стандартных условиях.
5. В каком случае необходимо затратить больше теплоты: при
нагревании 1г железа от 1000С до 1010С или от 2000С до 2010С.
6. Каково изменение энтропии:
а) при превращении 1 моля льда в воду при 00С;
б) при охлаждении 5 молей жидкой воды от температуры
кипения до температуры замерзания при 1 атм;
7. Вычислить изменение температуры калориметрической
системы при растворении 2г нитрата аммония в 100 см3 воды.
Константа калориметрической установки Ск=0,52 кДж/град.
8. Вычислить теплоту образования оксида мышьяка (III), если
при образовании 39,6 г оксида мышьяка (III) выделилось 131,0 кДж
тепла.
Лабораторная работа № 2 Гетерогенное равновесие в одно-,
двух, и трехкомпонентных системах
Цель работы: изучить распределения, молекулярное состояния
третьего компонента между двумя практически несмешивающими
жидкостями и экстракцию.
Теоретическая часть: закон распределения устанавливает
соотношение
концентраций
третьего
компонента
в
двух
несмешивающихся жидкостях.
Формулировка закона распределения: отношение концентраций
третьего компонента в двух равновесных жидких фазах при
постоянной температуре является величиной постоянной.
Математически закон распределения выразится уравнением
20
K
c3I
,
c3II
(24)
где с 3I - концентрация третьего компонента в жидкой фазе І; c3II концентрация третьего компонента в жидкой фазе ІІ; К –
коэффициент распределения, значение которого зависит от
температуры.
Закон распределения справедлив при условии, что:
а) концентрация третьего компонента невелика;
б) размеры частиц третьего компонента в обеих жидких фазах
одинаковы, т.е. не происходит ни диссоциации, ни ассоциации;
в) введение третьего компонента не вызывает изменения
взаимной растворимости жидкостей.
Закон распределения широко используется для решения задач,
связанных с экстракцией.
Экстракция – это извлечение вещества из раствора с помощью
подходящего растворителя, который не смешивается с раствором, но в
котором вещество растворяется лучше, чем в первом растворителе.
Опыт 1 Определение коэффициента распределения
Цель работы: определение коэффициента распределения йода
между водой и четыреххлористым углеродом.
Краткие теоретические положения: если к системе, состоящей
из двух практически не смешивающихся друг с другом жидкостей,
добавить третье вещество, то после установления равновесия оно
будет находиться в обоих жидких слоях в строго определенном и
постоянном
при
данной
температуре
соотношении.
Эта
закономерность получила название закона распределения. Если
растворенное вещество в обеих жидкостях имеет одинаковую
молярную массу (т.е. не происходит ни ассоциация, ни диссоциация
его молекул), то закон распределения запишется в виде уравнения
aiI
K  II ,
ai
(25)
г де а iI - активность растворенного ( i - го) вещества в жидкости I; a iII
- активность растворенного ( i - го) вещества в жидкости II; К –
коэффициент распределения, который зависит только от температуры.
Для разбавленных растворов вместо активностей можно
использовать молярные концентрации
21
K
ciI
.
ciII
(26)
В случаях, когда растворенное вещество может подвергаться
ассоциации или диссоциации, применяется уравнение Шилова
K
ciI
,
(ciII ) n
(27)
где n – эмпирический показатель, который не зависит от
концентрации и характеризуется свойствами данных трех
компонентов.
Условно в числитель ставят концентрацию в верхнем слое, а в
знаменатель – в нижнем и в степень n возводят знаменатель.
Закон распределения и значение коэффициента распределения
широко используются для решения задач, связанных с экстракцией.
Приборы и реактивы: колбы с притертыми пробками на 200
3
см – 4 шт.; делительная воронка на 130-150 см3; аппарат для
встряхивания («трясучка»); колба для разделенных слоев на 150 см3 –
2 шт.; бюретка для титрования 0,05 моль/дм3 раствором
Na2S2O3(органического слоя); бюретка для титрования 0,01 моль/дм3
раствором Na2S2O3 (водного слоя); конические колбы для титрования
– 2 шт.; пипетки на 25 см3 и на 2 см3; цилиндр на 100 см3; 0,05
моль/дм3 раствор Na2S2O3 (тиосульфат натрия); 0,001 моль/дм3
раствор Na2S2O3; раствор крахмала; 0,05 моль/дм3 раствор I2 в CCl4;
CCl4.
Ход работы: в колбах с притертыми пробками на 200 см3
готовят 4 раствора в соответствии с таблицей 3.
Колбы с закрытыми пробками помещают в аппарат для
встряхивания на 30-40 мин. Затем оставляют в покое на 15-20 мин до
расслоения жидкостей и осторожно переливают в делительную
воронку, через несколько минут отделяют водный и неводный слои,
помещают их в разные колбы. Концентрации йода в них определяют
титрованием.
Таблица 3 – Экспериментальные данные
Объем
Объем
Номер смеси
раствора йода
см3
в CCl4, см3
1
5
15
2
10
10
22
CCl4, Объем
см3
100
100
воды,
3
4
12
15
8
5
100
100
Титрование неводного слоя. В колбу для титрования
помещают 25 см3 дистиллированной воды, отбирают пипеткой с
помощью груши 2 см3 пробы, добавляют 5 капель раствора крахмала
и титруют 0,05 моль/дм3 раствором Na2S2O3. вода добавляется в пробу
для титрования в связи с тем, что тиосульфатом натрия можно
титровать только водный раствор. В процессе титрования колбочку
все время встряхивают, чтобы йод постепенно экстрагировался в
водный слой. Титрование продолжают до момента обесцвечивания
водного слоя, при условии полной экстракции йода из органического
слоя в водный. При титровании происходит реакция
2S 2 O32  J 2  2 J   S 4 O62
С12 в
слое
С12 в водном слое
№ смеси
Таблица 4 – Эксприментальные данные
Количество
Количество
0,05
3
3
0,001 моль/дм
моль/дм
Na2S2O3
Na2S2O3
израсходованного
на
израсходованного
титрование
на титрование
неводного слоя
водного слоя
1
2
3
1
2
3
тит тит тит
тит
тит
тит
неводном
тетратионат-ион
K
c II2
c III2
Каждый раствор титруют три раза и берут средний результат.
Титрование водного слоя. В колбу для титрования помещают
25 см3 водного слоя, добавляют 5 капель крахмала и титруют 0,01
моль/дм3 раствором Na2S2O3 до исчезновения синей окраски.
Каждый раствор титруют три раза и берут средний результат.
Концентрацию йода в водном и неводном слоях рассчитывают
по формуле
cсл  Vсл  сNa 2 S 2 O3  VNa 2 S 2 O3 , cсл 
23
сNa 2 S 2 O3  VNa 2 S 2 O3
Vсл
,
где с Na S O -концентрация раствора тиосульфата натрия; VNa S O - объем
раствора тиосульфата натрия, израсходованного на титрование; Vсл объем слоя, взятого на титрование (в случае титрования неводного
слоя добавленную воду не учитывают).
Результаты эксперимента заносят в таблицу 4.
2 2
2 2
3
3
Опыт 2 Экстракция
Цель работы: изучить и рассмотреть процесс экстракции.
Краткие теоретические положения: Закон распределения
широко используется для решения задач, связанных с экстракцией.
Экстракция-это извлечение вещества из раствора с помощью
подходящего растворителя, который не смешивается с раствором, но в
котором вещество растворяется лучше, чем в первом растворителе.
Метод экстракции основан на том, что растворенное вещество
неодинаково распределяется между двумя жидкими фазами, не
смешивающимися между собой. В качестве экстрагентов обычно
берутся органические вещества (хлороформ, эфиры, кетоны, спирты и
др.).
Если провести концентрирование, то в экстракционной системе
из объема (V мл) водного раствора извлекается вещество в гораздо
меньший объем органического растворителя (V1 мл). концентрация
вещества в этом случае повышается (V/V1 раз).
Экстрагирование позволяет выделить микрокомпонент из
раствора при отношении концентраций 1:10 8. Чаще всего
экстрагируют примеси из основного вещества, но иногда экстракцией
удаляют основное вещество от микропримесей.
Приборы и реактивы: делительная воронка, водный раствор
йода, сероуглерод, дистиллированная вода, пробирки, колбы.
Ход работы: Рассмотрим экстракцию йода из водного раствора
сероуглеродом.
Примем, что V – объем водного раствора, см3; m0 - масса йода в
этом растворе, г; ν – объем взятого для экстракции сероуглерода, см3.
В результате энергичного встряхивания V см3 водного раствора
йода с ν см3 сероуглерода в делительной воронке, в водном растворе
осталось только m1 граммов йода. В сероуглерод перешло (m0-m1)
граммов йода
c
в одн
I2
c Iв2одн
m0  m1
m1 
m1
CS 2

; cI2 
; K  CS 2 ; K 
V
V  m0  m1 
сI2

24
Решим это уравнение относительно m1
m1 
m0  K  V
.
KV  
(28)
Если произвести экстракцию повторно, в водном растворе
останется m2 граммов йода, а в объеме ν сероуглерода окажется еще
(m1-m2) граммов йода. Тогда
K
m2 
m  K V
, а m2  1
;
V  m1  m2 
KV  
подставив в уравнение m1, получаем
K  V  m0  K  V
m  K  V 
 KV 
m2 
 0
 m0 

2
KV     KV    KV   
 KV   
2
2
(29)
Если экстракцию провести n раз, то в водном растворе остается
 KV 
m n  m0 

 KV   
n
(30)
Всего будет извлечено m граммов йода
n
  KV  n 
 KV 
m  m 0  m n  m 0  m0 
  m0 1  
 
 KV   
  KV    
Проанализируем эту формулу:
1. Предположим, что К=0,01, объем водного раствора равен 1
дм3 и экстракция проводится в один прием 0,1 дм3
органического растворителя, тогда
m1 
m0  K  V
0.01  1
0.01
 m0
 m0
 m0  0.09 .
KV  
0.01  1  0.1
0.11
В водном растворе осталось около 9% вещества.
2. разделим объем органического растворителя на 5 порций по
0,02 дм3 и проведем экстракцию последовательно 5 раз. После
пятой экстракции
0.01  1 

m5  m 0 
  m0  0.0039 .
 0.01  1  0.02 
5
25
Таким образом, m5 ‹‹ m1, т.е. экстракцию проводить выгоднее
небольшими порциями многократно.
Контрольные вопросы
1. Изобразите диаграмму состояния воды. Сколько степеней
свободы имеет система, описываемая точкой, которая находится:
а) в любой из трех областей;
б) на одной из линий;
в) на пересечении трех линий?
2. Дать формулировку закону распределения?
3. В чем смысл закона распределения?
4. Что называется экстракцией?
5. Для каких целей применяется экстракция?
Лабораторная работа № 3 Химическое равновесие
Цель работы: рассмотреть химическое равновесие в обратимых
процессах.
Теоретическая часть: В реакции A  B  C  D по закону
действия масс скорость прямой реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций веществ А и В : v1  K1  A B .
Если принять концентрации веществ А и В равными 1
моль / л , то v1  K1 . Следовательно, константу скорости можно
определить как такую скорость реакции, при которой концентрация
каждого из участвующих веществ равна 1 моль / л или произведение
этих концентраций равно 1. Скорость обратной реакции будет равна:
v2  K 2  C  D.
Если в начальный момент в реакцию введены вещества А и
В , то по мере течения реакции концентрации их будут уменьшаться,
а концентрация веществ C  и D возрастать. Следовательно, в конце
концов скорость обратной и прямой реакций станут равны. Значит,
начиная с этого момента наступает химическое равновесие.
Поскольку химическое равновесие не означает состояния покоя,
его относят к типу подвижных или динамических равновесий.
Вернемся к уравнениям скорости прямой и обратной реакций и
посмотрим, при каком соотношении концентраций всех четырех
веществ установится равновесие между ними. В состояния равновесия
скорости прямой и обратной реакций равны: v1  v2 . Но если равны
26
левые части равенства, то и правые части равенства должны быть
тоже равны, т.е. K1  A B = K 2  C D .
Разделим теперь правую часть равенства на левую и перенесем
константы скорости реакции в правую часть уравнения
C  D  K1
A B K 2
Но отношение двух констант должно представлять собой тоже
величину постоянную, если
K1
C  D  K ,
 K , то
A B
K2
где K - константа химического равновесия.
Численное значение константы химического равновесия K изменятся
с изменением температуры, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ.
Физический смысл константы химического равновесия понять
не трудно, стоит только вспомнить, сто константа скорости равна
отношению
K1
K2
и показывает , во сколько раз скорость прямой
реакции при одинаковых условиях больше скорости обратной
реакции.
По числовой величине K можно судить о направлении реакции.
Если K больше 1, то быстрее идет прямая реакция, а если K меньше
1, то быстрее идет обратная реакция. Например, K = 103, это означает,
что при данных условиях прямая реакция идет в 1000 раз быстрее
обратной; если величина
K = 10-5, обратная реакция идет в 100000 раз быстрее прямой и т.д.
Если в реакцию вступает более двух веществ, например:
A  B  C  D  E , то уравнение химического равенства примет
следующий вид
D E   K
A B C 
Там, где в реакции принимают участие 2 моль какого-либо
вещества, как например
2 A  B  C  D , то концентрацию этого
вещества в уравнении константы равновесия возводят в квадрат
27
C  D  K
A2  B
Вообще, для реакции mA  nB  pC  qD имеем
C  p  D q
Am  B n
K
Выведенное уравнение и есть наиболее общая математическая
формула применения закона действия масс к обратимым реакциям.
Словами это уравнение можно выразить так: при установившемся
равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное
на произведение концентраций исходных веществ, представляет
собой для данной реакции, при данной температуре величину
постоянную, называемую константой химического равновесия.
Приборы и реактивы: пробирки- 4 шт., раствор FeCl3 , раствор
KSCN .
Ход работы: классическим примером обратимой реакции
является взаимодействие между хлоридом железа (III) и роданидом
калия или аммония. Образующийся в результате реакции раствор
FeSCN 3
роданистого
железа
обладает
красным
цветом,
интенсивность которого зависит от концентрации. Смещения
равновесия легко наблюдать по изменению интенсивности окраски
раствора.
В стаканчик налить 20 мл воды и добавить по 1-2 капли
насыщенных растворов FeCl3 и KSCN . Окрашенный в красный цвет
раствор разлить поровну в четыре пробирки.
В одну пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора
FeCl3 . Что наблюдается?
В другую пробирку прилить 2-3 капли насыщенного раствора
KSCN . Дать объяснение наблюдаемому изменению. Чем объяснить,
что изменение концентрации KSCN вызывает более эффективное
смещение равновесия, чем изменение концентрации FeCl3 ?
В третью пробирку взять немного твердого хлористого калия,
сильно взболтать. Сравнить цвет растворов в 3 и 4 пробирках. Дать
объяснения?
Как надо изменить концентрацию вещества, чтобы сместить
равновесие вправо или влево.
Форма отчета. Отчет должен содержать название и цель
работы, краткие теоретические положения, описание хода работы,
28
составление уравнения обратимой реакции и уравнения константы
равновесия и дать объяснения, исходя из уравнения константы
равновесия, вывод по проделанной работе.
Контрольные вопросы и задачи
1. Дать формулировку закону действия масс.
2. При каких концентрациях установится химическое
равновесие обратимой реакции NaCl  H 2 SO4  NaHSO4  HCl , если
реагируют между собой 3 моль/л хлорида натрия и 2 моль/л серной
кислоты? Константа химического равновесия этой реакции при 25 °С
равна 0,85.
3. Что такое химическое равновесие?
4. Как изменится равновесие если повысить температуру?
5. Как изменится химическое равновесие при уменьшении и
увеличении концентраций?
Лабораторная работа № 4 Растворы
Цель работы: освоение методики криоскопического метода
исследования, криометрическое и эбулиометрическое определение
молярной массы и степени электролитической диссоциации.
Краткие теоретические положения
Криоскопия (от греч. Kryos – холод, мороз, и skopeo – смотрю,
наблюдаю) – это физико-химический метод исследования жидких
растворов нелетучих веществ, основанный на понижении
температуры замерзания раствора ( Т зам ) по сравнению с температурой
0
замерзания чистого растворителя ( Т зам
). Выше отмечалось, что для
растворов неэлектролитов
Т зам  К  b .
(31)
Если растворенное вещество распадается на ионы, то число
частиц в растворе оказывается больше, чем в растворе неэлектролита
такой же молярной концентрации. Это увеличение частиц учитывает
изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i) – он показывает, во
сколько раз увеличилось число частиц в растворе из-за
электролитической диссоциации
Т зам  К  i  b
29
(32)
Для сильного электролита изотонический коэффициент ( i ) в
разбавленном растворе (когда можно пренебречь взаимодействием
между ионами) равен числу ионов v на которые распадается 1
молекула электролита ( i  v ).
Слабый электролит распадается на ионы только частично.
Диссоциация его характеризуется степенью диссоциации

число
молекул , распавшихся на ионы
общее число молекул n 
если принять, что n – начальное число молекул в растворе (до
диссоциации); α – степень диссоциации; ν – число ионов, на которые
распадается 1 молекула электролита, то общее число частиц в таком
растворе будет складываться из числа ионов: n     и числа
нераспавшихся молекул: n    n . Изотонический коэффициент будет
равен
i
n  n  n n1     

. i  1     1
n
n
(33)
0
Если измерить Т зам
и Т зам и вычислить Т з , то можно
определить:
1) молярную массу растворенного вещества при известной его
концентрации;
2) концентрацию растворенного вещества при известной его
молярной массе;
3) степень диссоциации слабого электролита;
4) чистоту органического вещества;
5) исследовать комплексообразование в растворах.
Жидкость (все равно – чистая или раствор) закипает при той
температуре, при которой давление насыщенного пара над ней
становится равным внешнему ( Р  Рвн ).
Так как для раствора с нелетучим растворенным веществом при
любой температуре Р всегда меньше, чем P10 , температура кипения
раствора всегда выше, чем температура кипения чистого раствора
0
( Т кип
). Это положение можно проиллюстрировать рисунком 3.
На графике линия ОА – зависимость давления насыщенного
пара над чистым растворителем ( Р  f (T ) ); линия BC - зависимость
давления насыщенного пара над раствором ( Р  f (T ) ); линия НО -
30
зависимость давления насыщенного пара над кристаллами
растворителя (над чистым твердым растворителем).
Таким образом, кривая ВС , отвечающая раствору, всегда будет
лежать ниже кривой АО , относящейся к чистому растворителю.
Рисунок–3
Повышение температуры кипения и понижение температуры
замерзания разбавленных растворов
0
Т кип = Т кип  Т кип
Установлено,
что
пропорционально
концентрации раствора, выраженной через моляльность ( b )
 
2
0
R Tкип
,
E 0
hисп  1000
(34)
0
0
, hисп
где R -универсальная газовая постоянная; Tкип
-соответственно
температура кипения и удельная теплота испарения чистого
растворителя.
Для Н2О E равна 0,52 град кг/моль.
Для раствора, содержащего m2 граммов растворенного
вещества, молярной массой M 2 , в m1 граммах Н2О, моляльность
раствора рассчитывается по формуле
b
m2  1000
M 2  m1
(35)
Тогда температура кипения раствора определяется по формуле
31
0
Tкип  Tкип
Е
т2  1000
,
М 2  т1
(36)
0
где Т кип
- температура кипения чистой воды, значение ее приведено в
справочниках.
Если не известна молярная масса растворенного вещества ( M 2 ),
то ее находят по формуле
М2 
Е  т2  1000
,
Т кип  т1
(37)
0
где Т кип  Т кип  Т кип
находят экспериментальным путем.
Метод исследования, основанный на экспериментальном
определении
температуры
кипения
раствора,
называется
эбулиоскопией. Он применяется
при изучении реальных
разбавленных растворов.
Приборы и реактивы: криоскоп, аналитические весы,
пипетки,глюкоза, сахароза.
Ход работы: для определения температуры замерзания
растворителя и раствора применяют криоскоп, простейший вид
которого представлен на рисунке (4).
Термометр Бекмана. Его настройка. Поскольку измерения
проводятся при низкой температуре, настройка термометра Бекмана
должна производиться непосредственно перед измерением.
Шкала термометра составляет 5 градусов, цена одного самого
маленького деления на ней равна 0,01°. невооруженным глазом можно
оценить половину этого деления и вести отчет с точностью до 0,005 °,
с помощью лупы можно снимать показания с точностью до 0,002°.
Так как шкала составляет 5 градусов, то понижение
температуры ( Т з ) не должно превышать 5 градусов. Наличие
верхнего резервуара с ртутью, соединенного с нижним резервуаром
капилляром, позволяет менять массу ртути в нижнем резервуаре, в
зависимости от того, в каком температурном интервале проводятся
измерения. Ртути в нижнем резервуаре должно быть столько, чтобы
при замерзании чистого растворителя мениск ртути находился в
верхней части шкалы.
32
1-пробирка; 2-внешняя пробирка; 3- термометр Бекмана;
4-мешалка
Рисунок– 4
Криоскоп
При работе с водными растворами положение мениска ртути в этой
зоне должно отвечать 0°С. Для установления нулевой точки
помещают термометр в тающий лед и отмечают уровень ртути в
капилляре. Если он окажется в нижней части шкалы, то следует
добавить ртуть из верхнего резервуара в нижний. Для этого,
перевернув термометр, зажать верхнюю его часть в кулак и не сильно
постучать кулаком по столу, придерживая нижний конец термометра
другой рукой. При этом ртуть начнет перетекать из нижнего
резервуара в верхний. Когда ртуть заполнит капилляр и сольется со
ртутью, находящейся в верхнем резервуаре, следует осторожно
перевернуть термометр так, чтобы верхний резервуар оказался
несколько выше нижнего, тогда ртуть из него будет перетекать в
нижний. Чтобы ускорить этот процесс, нижний резервуар можно
поместить под струю холодной воды. После того как некоторое
количество ртути из верхнего резервуара перетечет в нижний,
термометр надо перевести в вертикальное положение и погрузить в
лед. Через несколько минут вынуть термометр из льда, и, держа
правой рукой за среднюю часть, коротким, но сильным ударом
верхней части термометра по большому или указательному пальцу
левой руки добиться разрыва столбика ртути в месте соединения
капилляра с верхним резервуаром ртути. Затем снова поставить
термометр в тающий лед и наблюдать положение мениска ртути. Если
33
ртуть на этот раз окажется выше делений шкалы, то вынуть
термометр изо льда, слегка нагреть нижний резервуар рукой и
скопившуюся в капилляре над верхним резервуаром капельку ртути
сбросить в него резким ударом верхней части термометра по
большому пальцу левой руки. Эти операции иногда приходится
повторять несколько раз, чтобы добиться желаемого положения ртути
на шкале термометра.
Приготовление охладительной смеси. В качестве охладительной
смеси используется смесь измельченного льда (снега) с хлоридом
натрия, температура которой определяется соотношением соли и льда.
Например, температура смеси, состоящей из 1 части соли и 3 частей
льда, составляет -21°С. Температура охладительной смеси выбирают
таким образом, чтобы она была на 2-3 градуса ниже измеряемой
температуры замерзания. Для исследуемых в работе растворов она
лежит в пределах -1…-2ºС. Поэтому в стакан для охладительной смеси
помещают снег, смешанный с небольшим количеством воды, чтобы
не было воздушных пустот, добавляют 30см3 насыщенного раствора
хлорида натрия и тщательно перемешивают. Охладительная смесь
готова.
Определение
температуры
замерзания
жидкости.
В
измерительную пробирку помещают исследуемую жидкость,
опускают мешалку. Термометр Бекмана устанавливают в кольцо
мешалки таким образом, чтобы его нижний резервуар не касался ни
дна, ни стенок пробирки и был полностью погружен в жидкость, а
мешалка могла перемещаться вверх и вниз, не задевая термометра.
Пробирку с термометром помещают в сосуд с охладительной смесью.
Жидкость в пробирке перемешивают движением мешалки вверх и
вниз со скоростью одно перемещение в секунду. Горизонтальная
петля мешалки не должна подниматься выше уровня жидкости.
Наблюдают за понижением уровня ртути в капилляре. Если он
остается постоянным, то это свидетельствует о нарушении режима
охлаждения, приводящего к образованию на стенках пробирки
ледяной корки, замедляющей процесс охлаждения. Причиной такого
нарушения обыкновенно является или недостаточно интенсивное
перемешивание, или слишком низкая температура охладительной
смеси. В этом случае опыт прекращают, вынимают пробирку из
охладительной смеси, нагревая ее рукой при непрерывном
перемешивании, добиваются, чтобы ртутный столбик стал
подниматься, а на стенках пробирки не осталось ледяной корки. В
охладительную смесь добавляют льда (снега) и отливают некоторое
34
количество воды, что будет повышать температуру охладительной
смеси.
Опыт возобновляют, пробирку с жидкостью помещают в сосуд с
охладительной смесью и при непрерывном перемешивании
наблюдают за понижением температуры. Ртуть в термометре обычно
опускается ниже температуры замерзания вследствие переохлаждения
(при образовании в жидкости первых кристаллов выделяется теплота
кристаллизации), затем температура быстро поднимается и некоторое
время держится постоянной. Это и есть истинная температура
замерзания жидкости. Замечают эту температуру, и измерение
повторяют. Перед повторным измерением пробирку вынимают из
охладительной смеси, отогревают рукой до исчезновения кристаллов
и снова помещают в охладительную смесь для повторного
определения температуры замерзания.
Внимание! Ни в коем случае не следует вынимать термометр
Бекмана из пробирки до расплавления кристаллов, так как в
противном случае из-за примерзания нижнего ртутного резервуара к
стенке или дну пробирки термометр может быть поврежден.
Опыт 1 Определение молярной массы
Ход работы: помещают в сухую измерительную пробирку 60
3
см дистиллированной воды (масса растворителя должна быть
известна с большой точностью, поэтому следует пользоваться
мерными
пипетками).
Измеряют
температуру
замерзания
дистиллированной воды, которая является в данном случае
растворителем. Затем в измерительную пробирку помещают 1-2г
исследуемого вещества, масса вещества должна быть точно известна,
поэтому навеску взвешивают на аналитических весах с точностью до
0,0001г.
Измеряют температура замерзания раствора (не менее 2
измерений). Результаты измерений заносят в таблицу 5.
Таблица 5 – Экспериментальные данные
Опыт 1
Т з растворителя
Т з раствора
Т  Т з растворителя- Т з раствора
Масса растворителя (m0), кг
Масса растворенного вещества (m), г
35
Опыт 2
Опыт 3
Молярную массу растворенного вещества рассчитывают по
формуле
Т зам  К  b ; b 
M 
m
,
M  m0
K m
град  кг
Н 2 О 
; K  1.86
моль
Tз  m0
Форма отчета. Отчет должен содержать название работы, ее
цель, краткие теоретические положения, описание хода работы,
таблица экспериментальных данных, результаты расчета, выводы по
проделанной работе.
Опыт
2
Определение
степени
электролитической
диссоциации
Ход работы: определяют кажущуюся молярную массу KCl в
5%-ном растворе криоскопическим методом, как описано выше. В
этом случае используют готовый водный раствор KCl .
t определяют при помощи термометра Бекмана как разность
между температурой замерзания раствора и температурой замерзания
чистой воды (растворителя). Численно истинная молярная масса KCl
находится как сумма относительных атомных масс (Ачк=39,100;
Ачс1=35,457).
Вычисления. Кажущуюся молярную массу KCl вычисляют по
формуле
M1 
E  g  1000
G  t
где G- масса растворителя; g-масса растворенного вещества; ∆tпонижение температуры замерзания; М1- кажущуюся молярная масса.
В данном опыте исследован 5%-ный раствор KCl , т.е. g равно 5г
в 100г раствора. Так как криоскопическая постоянная воды равна
1,86°С, то
М1 
1,86  5  1000
95t
степень электролитической диссоциации KCl в 5%-ном растворе
вычисляют по формуле
36
тогда

М  М1
,
М1

74,6  М 1
М1
(38)
Форма отчета.
1) Рассчитать коэффициент Е (криоскопическую
постоянную) для KCl , H 2 SO4 , нафталина, бензола по формуле
E
2
RT зам
,
1000l
где Тзам – температура замерзания растворителя; l - скрытая (удельная)
теплота плавления растворителя в соответствии с таблицей 6.
Таблица 6 – Криоскопические константы и температура плавления
некоторых соединений
Вещество
Температура
плавления
Криоскопическая
постоянная
Аммиак
Вода
Нитрат калия
Хлорид кальция
Серная кислота
Хлорид натрия
Бензол
Нафталин
Муравьиная кислота
Уксусная кислота
Камфара
-77,7
0
334,5
765
8,4
804,3
5,449
80
8
16,65
178
0,97
1,853
14
38
5,0
18
5,0
6,9
2,7
3,9
39,9-40
2)
Рассчитать
диссоциации.
значение
степени
электролитической
Контрольные вопросы и задачи
1. Как изменяется температура плавления льда при повышении
внешнего давления? Чем это можно объяснить?
2. Что называется удельной теплотой испарения?
37
3. После растворения 0,9г органического вещества в 10г воды ее
температура замерзания стала равной -0,93°С. Чему равна молярная
масса растворенного вещества?
4. Раствор, содержащий 5,00г неэлектролита в 100,0г воды,
кипит при 100,42°С. Вычислите молярную массу неэлектролита?
5. На чем основан криоскопический метод определения
молярной массы растворенных веществ?
6. Как влияет электролитическая диссоциация растворенного
вещества на величину t ?
7. Как рассчитать степень электролитической диссоциации
растворенного вещества, если даны M , g B , G, t ?
8. Чем отличается термометр Бекмана от обычного ртутного
термометра?
38
Литература
1. Гельфмана М.И. Практикум по физической химии. –СПБ:
Лань, 2004. – С.225.
2. Еремина В.В. Основы физической химии. Теория и задачи. и
др. – М.: Экзамен, 2005. – С.392.
3. Зимон А.Д., Лещенко Н.Ф. Физическая химия. – М.: Химия,
2000. – С.358.
4. Картушинская А. И. и др. Сборник задач по химической
термодинамике. – М.: Высшая школа, 1973. – С.230.
5. Линчевский Б.В. Физическая химия. – М.: МГВМИ, 2001. –
С.329.
6. Мюнстер, А. Химическая термодинамика. - М.: УРСС, 2002. –
С.265.
7. Хачкурузов Г.А. Основы общей и химической
термодинамики. – М.: Высшая школа, 1979. – С.293.
8. Шершавина А.А. Физическая и коллоидная химия. – М.:
Новое знание, 2005. – С.425.
39
Содержание
1
2
3
4
5
Введение …………………………………………………………... 3
Правила техники безопасности ……………………………….......4
Лабораторная работа №1 Термохимия ………….……..................6
Лабораторная работа №2 Гетерогенное равновесие в
одно-, двух, и трехкомпонентных системах ……………………20
Лабораторная работа №3 Химическое равновесие …………….26
Лабораторная работа №4 Растворы ……………………………..29
Литература ……….……………………………………………….39
40