61.08 Фізична хімія

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

ЗАТВЕРДЖУЮ Ректор _____________________С.В. Іванов

_____ _________________2013 р.

ФІЗИЧНА ХІМІЯ

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ

для студентів напряму 6.051301 "Хімічна технологія" денної форми навчання

Всі цитати, цифровий та фактичний Матеріал, бібліографічні відомості перевірені. Написання одиниць відповідає стандартам.

Підписи авторів _______________

4 квітня 2013 р.

Реєстраційний номер електронного	СХВАЛЕНО
лабораторного практикуму	на засіданні кафедри
в НМВ 61.08 – 27.06.2013	фізичної і колоїдної хімії
	Протокол № 15
	від 08.04.2013 р.

КИЇВ НУХТ 2013

Фізична хімія: Лабораторний практикум для студ. за напрямом 6.051301 «Хімічна технологія» ден. форми навч. / Уклад.: О.М. Мірошников, О.В. Грабовська, О.В. Подобій – К.: НУХТ, 2013. 79 с.

Рецензент О.М. Полумбрик, д-р. хім. наук, проф.

Укладачі: О.М. Мірошников, канд. хім. наук

О.В. Грабовська, д-р тех. наук

О.В. Подобій, канд. тех. наук

Відповідальна за випуск О.В. Подобій, канд. тех. наук, доцент

ВСТУП

Фізична хімія – наука, що пояснює хімічні явища і встановлює їхні закономірності на основі загальних принципів фізики та хімії. Вона охоплює всі питання теорії хімічних процесів і розглядає вплив фізичних параметрів на хімічні перетворення і фізичні властивості речовин.

Предметом дисципліни є вивчення законів протікання хімічних процесів у часі, теплових ефектів, що їх супроводжують, законів хімічної рівноваги, будови атомів, молекул і речовин на молекулярному рівні та вивчення дисперсного стану речовини, поверхневих явищ в дисперсних системах, ролі цих явищ у визначенні фізико-хімічних властивостей розчинів. Фізична хімія є базою для всіх технологічних дисциплін.

Мета дисципліни – навчити студентів розуміти основи фізико-хімічних процесів, що відбуваються при одержанні харчових продуктів та в технології харчування, а також використовувати класичні та нові фізико-хімічні методи дослідження структури та властивостей речовин, основні положення хімії поверхневих явищ для характеристики технологічних процесів у хімічній та харчовій промисловостях.

Згідно вимог освітньо-професійної програми вищої освіти за напрямом підготовки 6.051301 ―Хімічна технологія‖ фізична хімія вивчається після неорганічної, аналітичної та органічної хімії і завершує хімічну освіту бакалавра. Останнім визначаються завдання, що стоять перед дисципліною в процесі підготовки фахівців. По-перше, ця наука об’єднує та поглиблює фундаментальні знання основних законів природознавства і сприяє формуванню різноманітного підходу до пояснення явищ природи. По-друге, ця дисципліна є теоретичною основою всіх технологічних виробництв в хімічній та харчовій промисловостях. Внаслідок вивчення фізичної та колоїдної хімії бакалавр отримує цілісне уявлення щодо процесів та явищ, які відбуваються в неживій та живій природі; розуміє можливості сучасних наукових методів пізнання природи, володіє ними для рішення конкретних завдань, що виникають при виконанні професійних функцій.

Одним з основних завдань дисципліни є навчити студентів розв’язувати завдання ефективного керування виробництвом, прогнозувати перебіг і результат процесу, а також зміну умов, щоб процес відбувався у бажаному напрямі з найменшими витратами.

Викладання цієї дисципліни базується на знаннях, що набули бакалаври з курсів вищої математики, фізики та всього циклу хімічних дисциплін, які вивчаються з використанням сучасних досягнень науки, мають практичну направленість і підтверджуються прикладами із різноманітних технологічних процесів.

З метою кращого засвоєння теоретичних основ дисципліни слід використовувати різні наочні посібники, технічні засоби навчання, комп’ютерну техніку.

Лабораторні роботи повинні виконуватися при вивченні відповідної теми, що сприяє кращому засвоєнню теоретичного матеріалу і надає

3

можливість студентам ознайомитися з фізико-хімічними процесами, які лежать в основі одержання та дослідження складу і властивостей продуктів харчування, необхідними приладами, методикою проведення лабораторних досліджень та навчитися самостійно аналізувати системи і виконувати необхідні розрахунки.

Для самостійної підготовки студентів передбачені теоретичні відомості на початку кожної лабораторної роботи та питання для самоперевірки знань.

4

Лабораторна робота № 1 ВИЗНАЧЕННЯ ІНТЕГРАЛЬНОЇ ТЕПЛОТИ РІЗНИХ РЕАКЦІЙ

Мета роботи – ознайомитися з принципом калориметричних вимірювань, навчитися експериментально визначати теплові ефекти хімічних та фізикохімічних процесів.

Теоретичні відомості

Термохімія є розділом термодинаміки, що вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, фазових перетворень, процесів розчинення, адсорбції, змочування, набухання та ін.

Теоретична основа термохімії – перший закон термодинаміки. Це закон збереження і перетворення енергії, який стверджує, що теплота Q, яка надана системі, витрачається на збільшення її внутрішньої енергії U і на виконання системою роботи проти зовнішніх сил А.

Для будь-якого елементарного термодинамічного процесу перший закон термодинаміки записується у вигляді:

dU Q A

(1.1)

Рівняння (1.1) є математичним виразом першого закону термодинаміки. Величина dU – повний диференціал енергії. Внутрішня енергія характеризує загальний запас енергії системи, тобто енергію поступального і обертального руху молекул, енергію коливань атомів, що входять до складу молекули, енергію обертання електронів навколо ядер і ядерну енергію. Коли система під дією різних чинників переходить із одного стану в інший, зміна її внутрішньої енергії ΔU не залежить від шляху, яким система перейшла від початкового до кінцевого стану, а залежить лише від різниці енергії цих станів.

Функції, заміна яких не залежить від способу проведення процесу, називаються функціями стану. Внутрішня енергія є функцією стану термодинамічної системи.

Теплота та робота – різні форми передачі енергії, що характеризують визначений процес, і, в загальному вигляді, не можуть бути функціями стану, тому в рівнянні (1.1) вони виражені не повним диференціалом, а нескінченно малим приростом величин теплоти та роботи.

Якщо процес виконується за сталого об'єму V=const (ізохорний процес), робота проти зовнішніх сил (робота розширення) відсутня і рівняння (1.1) можна записати у вигляді:

dU Qv dQv Qv U (1.2)

Оскільки U – функція стану, Qv також є функцією стану.

Якщо процес йде за умови сталого тиску Ρ=const (ізобарний процес),

згідно з (1.3) в системі можливе виконання роботи розширення:
Qp dU PdV	(1.3)
Після інтегрування рівняння (1.3) отримуємо:
Qp U P(V2 V1 ) (U P V ) H	(1.4)
	5

Величина U+P∙V=H називається ентальпією. Зміна ентальпії, як і зміна внутрішньої енергії, не залежить від шляху процесу і є функцією стану. Зміну ентальпії відносять до одного моля речовини і вимірюють у Дж/моль. Отже Qр також є функцією стану

Qp H

(1.5)

З (1.5) видно, що кількість теплоти, наданої системі за сталого тиску, дорівнює зміні ентальпії даної системи. Як випливає з (1.2) і (1.5), теплота процесу за умови V=const і Ρ=const залежить тільки від різниці енергії кінцевого і початкового стану системи. Ці рівняння є математичним виразом закону Гесса.

Закон Гесса є основним законом термохімії і формулюється так: якщо з даних вихідних речовин можна одержати задані кінцеві продукти різними шляхами, сумарна теплота процесу для всіх шляхів буде одна. Цей закон є цілком правильним лише для процесів, що проходять при сталому об'ємі (Qv= U) або тиску (Qp = Н) за сталої температури.

Тепловим ефектом реакції називається кількість теплоти, що виділяється або поглинається при хімічній реакції за сталого об’єму та тиску за умови однакової температури початкових і кінцевих речовин.

Для порівняння теплових ефектів їх приводять до однакових умов. З цією метою введено поняття стандартних ефектів, значення яких вимірюють при

T = 298 K і P = 101,325 кПа. Стандартні теплові ефекти позначають H 2980 .

Згідно закону Гесса тепловий ефект процесу не залежить від шляхів переходу або проміжних стадій, а визначається лише енергіями початкових і кінцевих станів системи. Цей закон дозволяє розрахувати теплові ефекти процесів, які експериментально визначити немає можливості, через табличні значення теплот утворення, згоряння, розчинення.

Теплота утворення хімічної сполуки – це кількість тепла, що поглинається або виділяється при утворенні одного моля цієї сполуки із простих речовин при стандартних умовах. Теплоту утворення простих речовин умовно приймають рівною нулю.

Через те що більшість хімічних реакцій проходить за сталого тиску, для характеристики теплових ефектів використовують ентальпію Н. Ентальпія – це теплота утворення 1 моль сполуки з відповідних простих речовин за стандартних умов.

Розчинення речовини супроводжується виділенням або поглинанням теплоти, що характеризується інтегральним або диференціальним тепловим ефектом.

Інтегральною теплотою розчинення (ΔНр) називають теплоту розчинення

1 моль речовини з утворенням розчину заданої моляльності (моляльна концентрація характеризується числом молів речовини, розчиненої в 1000г розчинника).

Диференціальна теплота розчинення – це теплота розчинення 1 моль речовини в нескінченно великій кількості розчину постійної концентрації.

6

Тепловий ефект при розчиненні кристалічної солі (ΔНр) визначається двома стадіями. Перша стадія характеризується ендотермічним процесом (E) руйнування кристалічних ґраток солі і віддалення іонів на значну відстань від

поверхні	кристалу. Друга екзотермічним процесом (ΔНг)	гідратації
(сольватації) іонів. Отже
	Нр=Е+ Нг	(1.6)
Для	розрахунку теплового ефекту розчинення солі була	введена

додаткова функція – теплоємність термодинамічної системи, яка визначається рівнянням:

С			dQ		dH		(1.7)
	р
			dT dT
Тобто, теплоємність визначається такою величиною теплоти процесу, при
якій температура системи змінюється на 1ºС.
dQ dH C p dT							(1.8)
після інтегрування (1.8) отримаємо:
Qp		H C p T					(1.9)

Завдання на виконання робіт

1.Визначити сталу калориметра за азотнокислим калієм.

2.Визначити інтегральну теплоту різних хімічних реакцій.

7

Лабораторна робота № 1.1 ВИЗНАЧЕННЯ СТАЛОЇ КАЛОРИМЕТРА

Прилади, лабораторний посуд та реактиви

Рис. 1.1. Калориметр

Калориметрична установка, терези, дистильована вода, сіль, термометр.

Калориметр (рис. 1.1) складається з кожуха та склянки, яку розміщують в кожух. Для зменшення теплообміну з навколишнім середовищем калориметр закривають кришкою, у яку вставляють мішалку, термометр і пробірку з сіллю.

Порядок виконання роботи

1.В склянку заливають 200 г води.

2.Розраховують кількість KNO3, що припадає на 200 г води, для одержання

розчину концентрацією 0,2 0,3 Μ.

3.Для визначення маси наважки зважують порожню пробірку, а потім пробірку разом із сіллю з точністю до 0,01 г.

4.Збирають калориметричну установку як показано на рис.1.1.

5.Проводять вимірювання зміни температури у калориметричній системі, яка відбувається внаслідок розчинення солі. При безперервному перемішуванні розчину фіксують зміну температури з точністю до 0,1 °С через кожні 30 с і заносять у робочий зошит. Для визначення точної зміни температури під час досліду процес розчинення умовно поділяють на три періоди :

а) Попередній, який триває до 5 хв.

б) Головний – процес розчинення солі. в) Заключний – до 5 хвилин.

8

	У попередньому періоді
	визначають			інтенсивність
	теплообміну калориметра з
	навколишнім			середовищем.
	Для		цього		при
	безперервному
	перемішуванні				води
	вимірюють		її	температуру
	через кожні 30 с. Після
	встановлення				сталої
	температури,			тобто зміна
	температури через кожні 30
	с буде	майже			однакова
Рис. 1.2. Графічне визначення температурного	(через 5 хв вимірювань), у
	склянку	з	водою		вносять
перепаду в калориметрі	сіль.

В головному періоді не припиняють перемішування розчину до повного розчинення солі, фіксуючи зміну температури кожні 30 с.

Заключний період прийнято вважати з моменту досягнення рівноваги розчинення солі, тобто з моменту припинення зниження температури (тривалість не менше 5 хв).

6. Зміну температури в системі, яка відбувається внаслідок розчинення солі визначають графічно. Для цього на міліметровому папері, будують графік, де на вісі абсцис відкладають час, а на вісі ординат – температуру. На рис. 1.2 показано одну з можливих діаграм, де FА – попередній період, AD – головний і DС – заключний. Для визначення Τ продовжують (пунктиром) лінію попереднього періоду вправо (ділянка АВ), а лінію заключного періоду вліво (ділянка ОD). Через середину головного періоду (точка К) проводять пряму, паралельну вісі ординат, до перетину з пунктирними лініями. Відстань ОВ дорівнює зміні температури Τ при розчиненні солі з урахуванням теплообміну між калориметром і навколишнім середовищем.

7. Після розчинення солі за зміною температури розчину в калориметрі визначають кількість теплоти, наданої системі (калориметричний тепловий ефект).

Опрацювання результатів

Калориметричний тепловий ефект розраховують за рівнянням:

Q ci mi t (Cp H mp H W ) t,

(1.10)

де Сp-н– питома теплоємність розчину; mр-н – маса розчину, W – стала калориметра або водяний еквівалент; t – зміна температури розчину в процесі розчинення.

9

Водяний еквівалент калориметра (W) являє собою теплоємність калориметричної системи, тобто кількість теплоти, необхідної для нагрівання або охолодження всіх частин калориметра на один градус:

n
W ci mi ,	(1.11)

i 1

де Σm – маса частин калориметра, що беруть участь в теплообміні; cj – питома теплоємність кожної частини калориметра. Отже, водяний еквівалент можна визначити з (1.11) як суму добутків теплоємності кожної з частин калориметра на її мacy крім теплоємності розчину.

Сталу калориметра можна визначити за рівнянням (1.10), якщо ввести в

калориметр відому кількість теплоти. Калориметричний тепловий ефект для солі KNO3 (QKNO3 ) обчислюють за відомою інтегральною теплотою розчиненняH= 35,6 кДж/моль. Калориметричний тепловий ефект для солі KNO3 буде:

	QKNO		mKNO	H KNO	(1.12)
			3	3
	3		M KNO
				3
	Підставивши отримане значення у			формулу (1.10) визначають сталу

(водяний еквівалент) калориметра за експериментально визначеним значенням

ΤКNO3:

W	QRNO	cp mKNO	t
	3	3	(1.13)
		t

де cp – питома теплоємність розчину, яка визначається за питомою теплоємністю води, оскільки розчин розбавлений (при 298 К вона становить

4,18 Дж/г К).

10