ФБТ БИ 1курс / лаба6
.docx|
Лабораторна робота 6 ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ Мета роботи: навчитися визначати теплоту розчинення, вивчити, як впливає зміна температури на розчинність різних сполук. Теоретичні відомості Дисперсні системи. Істинні розчини. Концентрація розчинів та способи її вираження. Процеси, які проходять при розчиненні речовин у рідинах. Сольватація. Теплота (ентальпія) розчинення. Вплив температури та тиску на розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закони Рауля, їх формулювання, математичні вирази, взаємозв'язок. Осмос. Осматичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Порядок виконання лабораторної роботи 1. Теплота розчинення. Налийте в пробірку 3-4 мл води та виміряйте її температуру. Внесіть порцію (приблизно 1 г) хлориду амонію, перемішайте. Виміряйте температуру розчину, що утворився. 3робіть висновок про те, який знак має Н процесу розчинення. Проведіть аналогічний дослід, використавши замість хлориду амонію гідроксид калію. Поясніть, чому Н розчинення NH4CI та КОН мають протилежні знаки. 2. Вплив температури на розчинність. а) До 3-4 мл насиченого розчину нітрату калію додайте трохи (0,5г) кристалів цієї ж солі. Чи йде розчинення солі? Нагрійте розчин. Що відбуваеться при нагріванні? Чому? б) Нагрійте 2 мл насиченого розчину ацетату кальцію. Поясніть причину утворення кристалів. 3. Підвищення температури кипіння розчину. У колбі або стакані нагрійте до кипіння 30 – 50 мл дистильованої води. Виміряйте температуру води, що кипить. Внесіть 1-2 г кристалічного хлориду натрію та виміряйте температуру кипіння розчину, що утворився. Ще раз додайте таку ж порцію хлориду натрію. Як та чому змінюється температура кипіння розчину? 4. Приготування пересиченого розчину. До 1 г кристалів тіосульфату натрію Na2S2O3 5H2O додайте 2-3 краплини води та нагрійте до повного їx розчинення. Охолодіть пробірку проточною водою до кімнатної температури. Чи відбувається кристалізація? Що спостерігаеться при внесенні декількох кристалів цієї солі?
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
Зм |
Арк. |
№ докум. |
Підпис |
Дата |
||||||||||
|
Розробив |
Колесник |
|
|
|
Літера |
Аркуш |
Аркушів |
|||||||
|
Перевірив |
Коваленко |
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
Т. Контр. |
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
Н. Контр. |
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
Затверд. |
|
|
|
|
|
|
||||||||
-
А) t розчинника (H2O)=21О С
t розчину (NH4Cl4 у H2O)=15O C
При розчиненні NH4Cl4 у H2O енергія поглинається => ендотермічний процес
Оскільки tO знижується ΔHp>0 i ΔHр.зв.>ΔHc відбувається процес розриву зв’язків.
Б)Розчин KOH у воді. Tроз(KOH y H2O)=30O енергія виділяється. Екзотермічний процес. Відбувається процес сольватації ΔHр<0 i ΔHр.зв.<ΔHc
Висновки: розчинення NH4Cl4 у H2O вібувається з поглинанням енергії, отже це ендотермічний процес, ΔHp>0. Розчинення KOH y H2O відбувається з виділенням енергії, отже це екзотермічний процес, ΔHр<0
2. А) Розчин KNO3 + розч.KNO3, розчинення не відбувається. При підвищенні температури, температура розчинення KNO3 збільшується, рівновага змістилась в бік процесу розчинення, ендотермічний процес. ΔHр>0
Б)Насичений розчин ацетату кальцію + звичайний розчин – утворяться кристали. Розчинність погіршується ΔH<0, ендотермічний процес.
Висновки: в першому випадку рівновага змістилася в бік ендотермічної реакції, ΔHр>0. В другому – процес екзотермічний згідно принципу Ле Шательє, ΔHр<0
3. tкип(H2O)=98OC
Додаємо 1-2г NaCl
tрозчину(NaCl)=99OC
Ще раз додаємо NaCl. За другим законом Рауля
ΔT=E*(NaCl)
t2р-ну(NaCl)=101O
Згідно другого закону Рауля.
Висновок: чим більша кількість частинок розчиняється, тим вища температура кипіння
4. До 1г кристалів Na2S2O3*5H2O додати дві-три краплі води та нагріти до повного розчинення. Потім при охолодженні та додаванні кристалів NaCl (центру кристалізації) утворюються кристали.
Висновок: пересичений розчин NaCl не є стійкою системою.