599

УДК 541.1 ББК 24.5

Рецензент Л.Н.Котова, канд. хим. наук, доц. ОГПУ.

Работа одобрена методической комиссией факультета АДМ в качестве лабораторного практикума по физической химии для студентов 2 курса специальности

280202.

Лабораторный практикум по физической химии: Учеб. пособие для вузов/

В.А.Хомич, С.А.Эмралиева. – Омск: Изд-во СибАДИ, 2009. – 38 с.

Лабораторный практикум предназначен для выполнения лабораторных работ по физической химии студентами специальности 280202. Содержание лабораторного практикума является практическим приложением теоретического материала курса. Настоящие методические указания включают 8 лабораторных работ.

Ил. 7. Табл. 10. Библиогр.: 3 назв.

Издательство СибАДИ, 2009

2

ВВЕДЕНИЕ

Лабораторный практикум является практическим приложением теоретического материала изложенного в курсе лекций по физической химии. Лабораторные работы поставлены по каждой теме курса.

Химической термодинамике посвящены лабораторные работы:

1)«Определение интегральной теплоты растворения соли»,

2)«Определение термодинамических характеристик процесса гидролиза».

Химическому равновесию – лабораторная работа

3)«Определение термодинамического равновесия в гомогенной системе».

Фазовым равновесиям и свойствам растворов – лабораторные работы:

4)«Изучение равновесия двухкомпонентной системы «Жидкость-

пар»,

5)«Термический анализ».

Электрохимии - лабораторные работы:

6)«Изучение электропроводности раствора слабого электролита»,

7)«Кондуктометрическое титрование».

Химической кинетике - лабораторная работа

8) «Изучение скорости инверсии сахара».

Перед выполнением лабораторной работы студенты сдают коллоквиум. Теоретическими вопросами коллоквиума являются вопросы лекционного материала по соответствующей теме. Каждая лабораторная работа оформляется в виде письменного отчета с последующей защитой.

1. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Вопросы к коллоквиуму

1.Виды термодинамических систем, параметров, процессов. Функции состояния и функции процесса.

2.Формулировки и математическое выражение первого закона термодинамики.

3.Энтальпия. Тепловые эффекты в процессах, протекающих при постоянном давлении и постоянном объеме.

3

4.Закон Гесса; следствия закона. Стандартные теплота образования и теплота сгорания соединений.

5.Теплоемкость при постоянном давлении и постоянной температуре. Температурная зависимость теплоемкости.

6.Формулировки и математические выражения второго закона термодинамики. Энтропия.

7.Постулат Планка. Вычисление изменения энтропии при нагревании и фазовых переходах. Использование энтропии как критерия равновесия и критерия определения направления протекания процессов.

8.Уравнение Клайперона-Клаузиуса; интегрирование уравнения; его применение.

9.Изохорно-изотермический потенциал, его применение как критерия направления протекания процессов и равновесия в системах.

10.Изобарно-изотермический потенциал, его применение как критерия направления протекания процессов и равновесия в системах.

11.Уравнение Гиббса-Гельмгольца; вывод уравнения; его анализ и применение.

Лабораторная работа № 1

Определение интегральной теплоты растворения соли

Цель работы: определить константу калориметра и удельную интегральную теплоту растворения соли.

Методические указания к выполнению работы

При растворении вещества в воде наблюдается либо поглощение, либо выделение тепла. При растворении протекают одновременно два процесса:

1. Разрушение кристаллической решетки вещества и удаление от неё ионов в объём раствора. При этом происходит поглощение тепла (Q1).

2. Гидратация (сольватация) ионов. При этом выделяется определенное количество тепла (Q2).

4

Величины тепловых эффектов Q1 и Q2 могут достигать сотен килоджоулей. При этом наблюдаемая теплота растворения является их алгебраической суммой:

Q = Q1 + Q2.

Она имеет величину порядка единиц или десятков килоджоулей. Знак ее зависит от того, какое из двух слагаемых больше по абсолютной величине. Вещества, обладающие прочной кристаллической решеткой и слабо гидратирующие в растворе, будут растворяться с поглощением тепла. Вещества с непрочной кристаллической решеткой, образующие в растворе сильно гидратированные ионы (например, ионы водорода, гидроксила) будут растворяться с выделением тепла.

Тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения одного грамма твердого вещества в жидкости, называют удельной теплотой растворения. Тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения одного моля вещества, называют молярной теплотой растворения. Теплота растворения вещества увеличивается с увеличением количества растворителя, приходящегося на единицу количества растворенного вещества.

Интегральная теплота растворения - это тепловой эффект, со-

провождающий процесс растворения одного грамма (удельная) или одного моля (молярная) вещества в определенном количестве раство-

рителя. Дифференциальная теплота растворения – тепловой эффект,

сопровождающий процесс растворения одного моля вещества в бесконечно большом количестве раствора заданной концентрации. Интегральные теплоты растворения определяют экспериментально, а дифференциальные вычисляют по зависимости интегральных теплот растворения от концентрации раствора.

Калориметром или калориметрической системой называется прибор, в котором определяют тепловой эффект процесса растворения вещества. Константой калориметра или теплоемкостью калориметрической системы является количество тепла, необходимое для нагревания на один градус калориметра и вспомогательных устройств.

Константу калориметра, а затем и интегральную теплоту рас-

где Q – молярная интегральная теплота растворения соли, Дж/моль; G – масса (навеска) воды, г;

g - масса (навеска) соли, г;

5

Ср – удельная теплоёмкость раствора соли, равная 4,03 Дж/г·К (теплоёмкость разбавленных растворов неорганических солей практически одинакова);

К – константа калориметра, Дж/К; М – молекулярная масса соли, г/моль;

Т – изменение температуры в процессе растворения соли, С. Изменение температуры Т определяется графически. Для этого замеряют температуру в калориметре, с помощью термометра Бекмана, через определенные промежутки времени t. Число замера n откладывают на оси абсцисс, соответствующую ему температуру на оси

ординат, рис. 1.

T,0C

n, t

Рис. 1. Графическое определение Т:

линия АВ – изменение Т воды в калориметре; точка В - начало изменения Т при растворении соли (высыпана соль); линия СД – изменение Т при окончании растворения соли; ВС – основной период изменения Т при растворении соли; отрезок FЕ равен Т

Константу калориметра К рассчитывают из экспериментальных данных растворения хлорида калия в воде и известного значения молярной интегральной теплоты растворения КСl (см. справочник термодинамических величин). Затем, зная значение константы калориметра, по экспериментальным данным растворения исследуемой соли, определяют ее молярную интегральную теплоту растворения.

6

Работа с термометром Бекмана. Для точного определения раз-

ности температур применяется дифференциальный термометр Бекмана. Он состоит из большого резервуара с ртутью, капилляра очень малого радиуса и дополнительного резервуара для ртути (в верхней части термометра). Шкала термометра разделена на 5 градусов и градуирована на 0,01 градус. Количество ртути в нижнем резервуаре термометра можно изменять за счет отливания ртути в верхний резервуар или добавления из верхнего резервуара. Благодаря этому интервал шкалы термометра может меняться в значительных пределах (от –35

до +250 С).

Переводя некоторые количество ртути из нижнего резервуара в верхний или добавляя из верхнего в нижний, всегда можно настроить термометр так, чтобы при погружении нижнего резервуара в испытуемый раствор ртутный столбик оканчивался где-нибудь на середине условной шкалы. С настроенным термометром следует обращаться осторожно, его нельзя встряхивать, класть горизонтально, а надо закреплять в вертикальном положении за головку в штатив.

Порядок выполнения лабораторной работы

1.Залить в калориметрический сосуд 400 см3 дистиллированной

воды.

2.Взвесить на технических весах около 5 граммов хлорида калия KCl, предварительно тщательно растертого в ступке.

3.Поместить в калориметрический сосуд термометр Бекмана таким образом, чтобы ртутный резервуар был полностью покрыт водой.

4.Установить предельную скорость движения мешалки, при которой не происходит разбрызгивания воды.

5.Когда скорость изменения температуры воды в калориметре не будет превышать 0,04 градуса в минуту, начать запись показаний термометра Бекмана через каждые 30 секунд. Сделать 10…15 отсчётов.

6.Высыпать в калориметрический сосуд через воронку навеску хлорида калия. Температура в процессе растворения KCl сначала падает, затем начинает расти (рис. 1). С начала равномерного повышения температуры сделать ещё 10…15 отсчётов.

7

7. Построить графическую зависимость изменения температуры от количества отсчетов по термометру Бекмана n через каждые 30 с и определить Т.

8.Рассчитать константу калориметра К из уравнения (1.1).

9.Для исследуемой соли (NH4Cl, NH4NO3, CH3COONa) опыт провести в последовательности с 1-го по 7-ой пункты.

10.Вычислить молярную интегральную теплоту растворения исследуемой соли Qx по уравнению (1.1).

11.Сравнить экспериментальную величину Qx исследуемой соли со справочным значением её величины. Определить абсолютную

(Δ)и относительную (δ) ошибки эксперимента. Последняя не должна превышать 20 %.

12.Результаты расчетов записать в табл. 1.1.

Таблица 1.1

Результаты определения интегральной теплоты растворения исследуемой соли

13. Сделать вывод о достоверности экспериментального значения величины интегральной теплоты растворения исследуемой соли.

Лабораторная работа № 2

Определение термодинамических характеристик процесса гидролиза соли

Цель работы: определить зависимость степени гидролиза соли α от степени разбавления раствора (величины обратной концентрации) при различных температурах. Определить термодинамические характеристики процесса гидролиза соли: изобарно-изотермический потенциал G, энтальпию Н и энтропию S.

Методические указания к выполнению работы

Степень гидролиза растворов солей определяется по формуле

= СГ/С, (2.1)

где СГ - концентрация гидролизованных молекул соли, С - концентрация негидролизованных молекул соли.

8

В этом случае концентрацию негидролизованных молекул С принимают равной исходной концентрации соли.

Для соли, гидролизованной по катиону, например по реакции

NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3 или

NH4+ + H+OH- = NH4OH + H+ ,

концентрация гидролизованных молекул СГ равна концентрации ионов во-

При выполнении лабораторной работы исследуются растворы одной из трех солей: NH4Cl, NH4NO3, CH3COONa, пяти концентраций, (0,4; 0,2; 0,1; 0,05; и 0,025 М) при комнатной температуре, при 50

и 70ºС.

Измерения рН на иономере И-130.

1.Прибор включить в сеть и прогревать в течение 30 минут.

2.Переключатель рода термокомпенсации на передней панели прибора установить в положение «автоматическое» («авт.»).

3.Переключатель рода работ поставить в положение «рН»

(«рХ+»).

4.Перед погружением в раствор электроды промыть дистиллированной водой и удалить остатки воды фильтровальной бумагой. За-

9

тем электроды промыть анализируемым раствором. Время установления показаний не должно превышать 3 минут.

5.После проведения измерений электроды погрузить и хранить

вдистиллированной воде.

Порядок выполнения лабораторной работы

1.Измерить водородный показатель рН дистиллированной воды на приборе «иономер И-130». При 50°С рН воды должен быть не ме-

нее 6,0.

2.Приготовить 0,4 М раствор соли. Для этого навеску сухой соли поместить в мерную колбу на 100 см3. Сначала растворить соль в небольшом количестве воды, затем тщательно перемешать раствор и осторожно довести водой до метки.

3.Приготовить 0,2 М раствор соли. Для этого пипеткой емкостью на 50 см3 отобрать раствор из первой колбы и перенести его в мерную колбу на 100 см3 и довести водой раствор до метки.

4.Аналогично, путем последовательного разбавления, приготовить растворы соли 0,1; 0,05 и 0,025 М концентрации. Растворы ос-

тавшиеся в колбах использовать для промывания электродов (расход около 15 см3) перед измерением рН и для измерения рН.

5.Измерить рН растворов всех пяти концентраций при комнатной температуре. Затем, после выдержки стаканчиков с растворами в термостате или водяной бане в течение 20…30 минут, измерить рН

при 50°С и 70°С.

6.Рассчитать степень и константу гидролиза для растворов соли пяти концентраций и трех температур. Расчетные данные занести в табл. 2.1.

7.Построить график зависимости степени гидролиза соли α от степени разбавления: α = f(1/С) для трех температур.

8.Рассчитать термодинамические характеристики гидролиза. Результаты расчетов занести в табл. 2.2.

9.Сделать вывод о зависимости

-степени гидролиза соли от степени разбавления раствора,

-степени гидролиза от температуры,

-изменения изобарно-изотермического потенциала от температуры. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в изме-

нение изобарно-изотермического потенциала процесса гидролиза.

10