61.08 Фізична хімія

Лабораторна робота № 1.2 ВИЗНАЧЕННЯ ІНТЕГРАЛЬНОЇ ТЕПЛОТИ РОЗЧИНЕННЯ

НЕВІДОМОЇ СОЛІ

Порядок виконання роботи

1.Після визначення теплового ефекту розчинення солі KNO3 (сталої калориметра) калориметр звільняють від розчину, корки висушують, пробірки витирають тампоном з фільтрувального паперу.

2.В пробірку вносять невідому сіль і зважуванням визначають її масу.

3.Збирають калориметричну установку (рис. 1.1) і, відповідно до п. 5, 6, 7 лабораторної роботи № 1.1 здійснюють процес розчинення невідомої солі,

будують графік залежності t=f( ), визначають стрибок температури t та розраховують калориметричний тепловий ефект за формулою (1.10).

Опрацювання результатів

1. Обчислюють	питому теплоту розчинення			невідомої солі (теплота
розчинення 1 г), Дж/г:
	q	Q		(1.14)
		mc

де Q – калориметричний тепловий ефект; mс – маса солі.

Перевіряють одержаний результат у викладача, порівнюючи з табличним значенням.

2. Знаючи назву солі і, відповідно, її молярну масу (М, г/моль)), визначають інтегральну теплоту розчинення цієї солі Нр , кДж/моль

H р q M

(1.15)

3. Знайдену інтегральну теплоту розчинення порівнюють з табличним значенням і обчислюють відносну похибку експерименту за формулами (1.16).

q

розрах qтабл.

100% ;або

Н

розрах

Н

табл.

100%

(1.16)

qтабл.

Нтабл.

Питання для самоперевірки

1.Сформулюйте перший закон термодинаміки та наведіть його аналітичний вираз.

2.Дайте визначення внутрішньої енергії системи. Яка функція називається функцією стану?

3.Сформулюйте закон Гесса.

4.Що називається тепловим ефектом хімічної реакції?

5.В яких випадках застосовують закон Гесса для розрахунку теплових

ефектів?

6.Які теплові ефекти виникають під час розчинення солі?

11

7.Що називається теплотою розчинення речовини?

8.Що розуміють під інтегральною і диференціальною теплотами розчинення речовини?

9.В чому суть калориметричного способу вимірювання теплового

ефекту?

10.Що таке стала (водяний еквівалент) калориметра і як її визначають?

11.Чому для визначення t необхідно накреслити графік зміни температури з часом?

12

Лабораторна робота №1.3

ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОТИ ГІДРАТОУТВОРЕННЯ

Мета роботи - визначити теплоту гідратоутворення солі CuSO4•5H2O, виходячи з теплоти розчинення безводної солі і кристалогідрату.

Теоретичні відомості

Теплотою гідратування називається теплота, яка виділяється при утворенні кристалогідрату з безводної солі і води.

Теплоту гідратоутворення можна визначити згідно із законом Гесса як різницю теплоти розчинення не гідратованої і гідратованої солі.

Теплота розчинення солі в загальному випадку включає в себе теплоту руйнування кристалічної решітки і сольватації іонів молекулами розчинника. Оскільки на руйнування кристалу теплота витрачається, а процес сольватації супроводжується виділенням теплоти, знак теплого ефекту процесу розчинення може бути як додатним, так і від’ємним.

Розглянемо зв'язок між теплотою гідратоутворення і теплотою розчинення на прикладі теплоти гідратоутворення сульфату міді CuSO4•5H2O

У початковому стані маємо 1 моль кристалів безводної солі CuSO4 та n молів H2O, у кінцевому – розчин одного моля CuSO4 в n молях H2O. Перехід від початкового стану до кінцевого можна здійснити двома різними шляхами:

1)CuSO4(тв) + nH2O = (CuSO4 + nH2O) в розчині + H1,

2)CuSO4(тв) + 5H2O = CuSO4·5H2O(тв) + Hгідр

3)CuSO4·5H2O(тв) + (n-5)H2O = (CuSO4 + nH2O) в розчині + H2

Відповідно до закону Гесса сумарні теплові ефекти в обох випадках будуть однаковими:

H1 Hгідр H2

Вимірюючи дослідним шляхом теплоту розчинення безводної солі ( H1) і теплоту розчинення кристалогідрату ( H2), розраховують теплоту гідратоутворення ( Hгідр).

Прилади, лабораторний посуд та реактиви

Калориметр, сушильна шафа, термометр, ваги технічні, ексикатор, чашка фарфорова, мірний циліндр місткістю 500 мл, сульфат міді CuSO4·5H2O.

Порядок виконання роботи.

1.Готують калориметр до роботи та визначають сталу калориметра відповідно до лабораторної роботи 1.1.

2.На технічних терезах зважують близько 10 г сульфату міді CuSO4·5H2O, прожарюють у фарфоровій чашці в сушільній шафі до зникнення синього забарвлення (утворення безводної солі), охолоджують в ексикаторі.

13

3.Проводять калориметричний дослід з наважкою безводної солі CuSO4 та сульфату міді CuSO4·5H2O. Наважки безводної солі і кристалогідрату добирають так, щоб концентрації розчинів, що утворюються, були однаковими.

Опрацювання результатів

1.За експериментальними даними будують графіки зміни

температури з часом і визначають Т1 для процесу розчинення безводної солі CuSO4 та Т2 для процесу розчинення кристалогідрату CuSO4·5H2O.

2.Питому та інтегральну теплоту розчинення безводної солі ( Н1) і кристалогідрату ( Н2), в Дж/моль, розраховують за формулою 1.14 та 1.15

3.Теплоту гідратоутворення ( Нгідр) Дж/моль, розраховують за

формулою:

Hгідр Н1 H2

(1.17).

Питання для самоперевірки

1.Поняття теплоти гідратоутворення, теплоти розчинення.

2.Чим визначається знак теплоти розчинення?

3.Застосування закону Гесса до визначення теплоти гідратоутворення, за відомою теплотою розчинення.

14

Лабораторна робота №1.4

ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОВОГО ЕФЕКТУ РЕАКЦІЇ НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ

Мета роботи - визначення теплового ефекту реакції нейтралізації сильної кислоти сильним лугом.

Теоретичні відомості

Теплотою нейтралізації називається кількість теплоти, яка виділяється при реакції нейтралізації кислоти основою з утворенням одного моля води.

Реакція нейтралізації одного моля будь-якої сильної одноосновної кислоти будь-яким лугом у розбавлених розчинах супроводжується майже однаковим екзотермічним тепловим ефектом ( Н = -56 кДж/моль при 298 К). Тепловий ефект не залежить від природи кислоти і лугу, оскільки в усіх випадках відбувається одна й та сама реакція утворення моля води з іонів водню і гідроксилу:

H OH H2O Hнейтр

Нейтралізація слабких кислот сильними основами або сильних кислот слабкими основами супроводжується одночасною дисоціацією слабкого електроліту.

При цьому виділяється або поглинається теплота дисоціації, яка залежить від теплоти, що поглинається при розпаді молекул на іони та теплоти гідратоутворення іонів. Оскільки теплота дисоціації може бути як додатною, так і від’ємною, то й теплота нейтралізації може, відповідно, бути більшою або меншою за -56кДж/моль.

Крім того, при точних розрахунках теплоти нейтралізації потрібно врахувати, що при зливанні розчинів кислоти та основи відбувається зміна їхніх об’ємів, тобто необхідно враховувати ще дві теплоти розведення.

Теплотою розведення називається тепловий ефект, який супроводжує процес розведення розчину.

Таким чином, загальний тепловий ефект процесу нейтралізації сильної кислоти сильною основою визначається за формулою:

H заг Hнейтр H розв.кисл H розв.осн

(1.18)

Прилади, лабораторний посуд та реактиви

Калориметр, термометр, мірний циліндр місткістю 500, 50, 10 мл, 5М розчин H2SO4, 3М розчин КОН, вода дистильована.

Порядок виконання роботи

1. Для нейтралізації кислоти береться звичайний надлишок лугу, причому концентрація розчину лугу порівняно невисока і процес розведення

15

закінчується до початку контролю температури в калориметрі. Тому загальна теплота процесу нейтралізації буде складатися з теплоти нейтралізації та теплоти розведення кислоти:

H заг Hнейтр H розв.кисл

(1.19)

2.Для визначення теплового ефекту процесу розведення кислоти в калориметричний стакан за допомогою мірного циліндра вливають 390 мл

води. В окрему пробірку відміряють піпеткою 10 мл 5М розчину H2SO4. Починають перемішування і роблять заміри температури (попередній період) до встановлення лінійної зміни температури протягом певного часу (близько 5

хв.). Потім вливають вміст пробірки з розчином H2SO4 в калориметричний стакан і продовжують перемішування й вимірювання температури в головному

ізаключному періодах досліду.

3.Для визначення загального теплового ефекту процесу нейтралізації в калориметричний стакан наливають 350 мл води і 40 мл 3 М розчину КОН, а в

пробірку – 10мл 5 М розчину H2SO4. Проводять калориметричний дослід, проводячи виміри температури в попередньому, головному і заключному періодах.

Опрацювання результатів

1.За експериментальними даними для обох калориметричних дослідів будують графіки змін температури з часом та графічно визначають Т.

2.Розраховують тепловий ефект процесу розведення кислоти та загальний тепловий ефект процесу нейтралізації (Дж/моль) за формулою:

	H	Cк	ТМ	(1.20)
		2m

де М – молекулярна маса сірчаної кислоти, г/моль;

m – маса сірчаної кислоти у 10 мл 5 М розчину сірчаної кислоти, m=5М/100,

С к - стала калориметра.

3.Тепловий ефект реакції нейтралізації (Дж/моль) розраховують за формулою:

Hнейтр H заг H розв.кисл

(1.21).

Питання для самоперевірки

1.Поняття теплоти нейтралізації.

2.Теплота нейтралізації сильних кислот лугами.

3.Теплота процесу нейтралізації за участю слабкого електроліту.

4.Теплота розведення. Сумарний тепловий ефект процесу нейтралізації.

16

Лабораторна робота № 2

ПОБУДОВА ТА АНАЛІЗ ДІАГРАМ СТАНУ ОБМЕЖЕНО РОЗЧИННИХ РІДИН

Мета роботи – ознайомитися з принципами фізико-хімічного аналізу і навчитися будувати за експериментальними даними діаграми стану двохкомпонентних рідких систем з обмеженою розчинністю компонентів.

Теоретичні відомості

Для аналізу поведінки систем, які складаються з декількох фаз застосовують фізико-хімічний метод, який ґрунтується на дослідженні зв’язків між складом системи (або іншими параметрами її стану) та її властивостями.

Однорідні частини гетерогенної системи називають фазою. Фаза – це сукупність гомогенних частин системи, однакових у всіх точках за складом та фізико-хімічними властивостями та розмежованих одна від одної поверхнею розділу. Кожна з фаз гетерогенної системи може складатися з кількох речовин. Речовина при зміні тиску та температури може переходити з одного агрегатного стану в інший. Ці переходи називають фазовими переходами.

Фазове перетворення (фазовий перехід) – процес переходу речовини з однієї фази в іншу, в якому не відбувається хімічних реакцій. Це такі процеси як випаровування, сублімація, плавлення та ін.

Характеристики систем з фазовими переходами прийнято відображати у вигляді графічної залежності стану системи від зовнішніх умов – так званих

діаграм стану.

Аналіз діаграм стану дозволяє визначити кількість фаз в системі, межі їх існування, характер взаємодії компонентів.

Діаграми стану також дають можливість виявити наявність хімічних сполук в системі, склад цих сполук, температуру фазових перетворень тощо. Якщо в системі досліджується залежність температури плавлення від складу, одержують діаграму плавкості. Якщо криві будують в координатах електрична провідність – склад, в'язкість – склад або температура змішування двох рідин – склад, отримують відповідно діаграму електричної провідності, в'язкості або розчинності. Будь-яка точка на діаграмі стану (т. з. фігуративна точка) відповідає певному стану системи з визначеними значеннями параметрів стану.

Теоретична основа фізико-хімічного аналізу – правило фаз Гіббса. Правило фаз Гіббса: у термодинамічній системі, що перебуває у стані

рівноваги, на яку з усіх можливих факторів діють лише температура та тиск, число термодинамічних ступенів вільності визначається різницею між кількістю компонентів К і кількістю фаз Ф плюс два.

С=К–Ф+2 (2.1)

де С – число степенів вільності – це кількість незалежних термодинамічних параметрів системи, які можна одночасно та незалежно

17

змінювати, не викликаючи зникнення або появи нових фаз; К – кількість незалежних компонентів системи – це мінімальна кількість незалежних складових, за допомогою яких можна виразити склад любої фази даної системи; Ф – кількість фаз (число однорідних частин системи, які мають визначений хімічний склад і термодинамічні властивості, відокремлених від інших фаз поверхнею поділу); 2 – число зовнішніх чинників, які обумовлюють існування системи, наприклад, тиск і температура. Якщо один із цих чинників сталий, замість "2" в рівнянні пишуть "1".

Система з одним ступенем вільності називається моноваріантною. Якщо число ступенів вільності дорівнює нулю, система називається нонваріантною. Таким чином, число ступенів вільності за правилом фаз Гіббса можна виразити як різницю між кількістю компонентів і фаз плюс 2. Число 2 показує, що всі фази системи перебувають в рівновазі за двох заданих параметрів: температури і тиску. В цьому випадку повну об'ємну діаграму стану будують в координатах температура – тиск – склад.

Якщо процес відбувається за сталого тиску, будують пласку діаграму стану в координатах температура–склад (Т–N) і правило фаз Гіббса запишеться так: С=К–Ф+1.

Температура, за якої фази перебувають в рівновазі, є основною характеристикою фазового перетворення.

Обмежена взаємна розчинність двох рідин спостерігається у системах зі значним відхиленням від ідеальності. Така розчинність компонентів системи залежить від температури, проте вплив останньої на різні системи неоднаковий. В одних системах взаємна розчинність рідин збільшується з підвищенням температури і при цьому склад двох рівноважних фаз зближується. За деякої температури, яку називають

критичною температурою розчинення (КТР), склад обох рівноважних фаз стає однаковим і досягається повна гомогенність системи. При обмеженій розчинності двох рідин утворюється двошарова система: верхній і нижній шари мають різний склад і становлять насичений розчин за даної температури однієї рідини в іншій. Між ними існує чітка межа поділу.

Взаємна розчинність двох рідин значною мірою залежить від зміни температури. З ростом температури збільшується кількість молекул з підвищеним запасом енергії руху, які здатні здійснити роботу переходу через межу поділу фаз. Отже, збільшується і взаємна розчинність рідин. Таким чином, склад спряжених розчинів буде дедалі зближуватися і за якоїсь температури зрівняється. Ця температура, починаючи з якої і вище рідини необмежено розчиняються одна в одній, називається верхньою критичною температурою розчинення.

Системи, що складаються із двох обмежено розчинних рідин, взаємна розчинність яких зростає із підвищенням температури, називаються системами з верхньою КТР. До них належать система вода–анілін, вода–фенол, вода– нітробензол. Залежність взаємної розчинності рідин від температури за сталого тиску відображають на діаграмах стану в координатах температура–склад.

18

		На	рис.		2.1	наведена
		діаграма стану для системи вода–
		анілін. На цій діаграмі крива аКв
		називається кривою розшарування
		і розділяє діаграму на дві
		частини:		гомогенну,			яка
		знаходиться			вище		кривої
		розшарування, і гетерогенну, яка
		знаходиться			нижче		кривої
		розшарування.
		Фігуративні			точки		в
	Рис. 2.1 Діаграма взаємної	гомогенній		області,		наприклад
		точка d, відображають стан
	розчинності води й аніліну за Р=сonst
		однофазної			двохваріантної
		системи (С=2–1+1=2).

Будь-яка фігуративна точка, що лежить всередині гетерогенної області, наприклад точка 0, відображає стан двохфазної рівноважної системи з одним ступенем вільності (С=2–2+1=1). Склади рівноважних рідких фаз знаходяться за правилом з'єднувальної прямої (правило важеля), відповідно з яким фігуративні точки, що відображають склад усієї системи у цілому і склади окремих рівноважних фаз, лежать на одній прямій – ноді (ізотерма).

Так, суміш складу x, відображена на діаграмі фігуративною точкою О, розшаровується на дві рівноважні фази а і b(пряма ав – нода) складу x1, і х2. Характерна особливість систем, що розшаровуються, полягає у тому, що зі зміною складу всієї системи при даній температурі склади окремих рівноважних фаз залишаються без змін, а змінюється лише їх кількісне співвідношення. Зі зміною температури склади рівноважних рідких фаз змінюються. В точці К розчини стають тотожними, система стає гомогенною.

Система, що відображена на діаграмі точкою К, за умови сталого тиску (P=const) буде безваріантною (С=2–З+1=0). Для визначення положення критичної точки К на діаграмі застосовується правило Б.Ф. Алексєєва (правило важеля), відповідно до якого середини нод (точки g та l), що знаходяться між точками, які відображають склади рівноважних фаз (x1, і х2) лежать на одній прямій (лінія g, l), спрямованій до критичної точки K.

Більшість сумішей, в яких взаємна розчинність двох рідин збільшується зі зниженням температури, називається системами з

нижньою критичною температурою розчинення

(КТР). Прикладом може бути система вода–

триметилпіридин (рис. 2.2).

Рис. 2.2. Діаграма стану вода–

19

триметилпіридин з нижньою критичною температурою розчинення

Інколи взаємна розчинність рідин збільшується як з підвищенням температури, так і з її зниженням (системи з верхньою і нижньою КТР).

Прикладом такої системи може бути діаграма стану вода–нікотин (рис. 2.3).

Рис. 2.3 Діаграма стану система вода–нікотин з верхньою та нижньою критичними температурами розчинення

(Р= сonst)

Завдання на виконання роботи

1.Експериментально визначити температури взаємного розчинення однієї рідини в іншій для двохкомпонентної системи обмежено розчинних рідин з різним співвідношенням компонентів.

2.На підставі експериментальних даних побудувати діаграму стану температура – склад для даних систем.

Прилади, лабораторний посуд та реактиви

Електроплитка, водяна баня, штатив з набором запаяних пронумерованих пробірок, в яких міститься суміш фенолу і води або гліцерину і ізоамілового спирту з різним співвідношенням компонентів, таблиця, у якій наведено склад сумішей в пробірках, термометр, затискач для пробірок.

Порядок виконання роботи

1.Одержують у лаборанта штатив з набором запаяних пробірок, склад суміші яких наведений у таблиці, що додається до штативу.

2.Заповнюють водяну баню на 3/4 водопровідною водою.

3.Пробірку закріплюють в затискач і занурюють у водяну баню, яку ставлять на електроплитку і повільно нагрівають. Температуру води у водяній бані вимірюють термометром. Суміш в пробірці періодично збовтують. Фіксують температуру гомогенізації суміші, за якої каламутна рідина стане прозорою.

20