- •Міністерство аграрної політики україни таврійський державний агротехнологічний університет
- •Методичні вказівки
- •Мелітополь – 2009
- •Техніка безпеки і правила роботи в хімічній лабораторії.
- •Правила роботи.
- •Лабораторна робота №1. Агрегатний стан речовин
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №2. Хімічна термодінаміка
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №3. Хімічна кінетика
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота №4. Хімічна рівновага
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 5. Фазова рівновага і фізико – хімічний аналіз
- •Фазові переходи в однокомпонентній системі. Діаграма стану води
- •Зміна ентальпії, ентропії та ізобарного потенціалу під час фазових переходів
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Лабораторна робота № 6. Розчини неелектролітів
- •Способи вираження складу розчину
- •Тиск насиченого пару розведених розчинів
- •Температура замерзання розбавлених розчинів
- •Температура кипіння розведених розчинів
- •Осмотичний тиск
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 7. Розчини електролітів
- •Роль розчинника в процесі дисоціації
- •Стан сильних електролітів у розчинах. Коефіцієнт активності
- •Дисоціація слабких електролітів
- •Рівновага в насичених розчинах електролітів
- •Реакція обміну в розчинах електролітів. Іонні рівняння
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 8. Розчини електролітів
- •Гідроліз солей
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 9. Окислювально-відновні реакції.
- •Методи упорядкування окисно-відновних рівнянь реакцій.
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Гальванічні елементи.
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 11. Електрохімія (електроліз. Гальванічні покриття)
- •Задачі для розв’язування на занятті:
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 12. Електрохімія (приготування та аналіз акумуляторної кислоти)
- •Свинцевий акумулятор (кислотний).
- •Р озрядження
- •Залізо-нікелевий акумулятор (лужний).
- •З арядження
- •Срібно – цинковий акумулятор.
- •Вимоги до електроліту.
- •Контрольні питання.
- •Лабораторна робота № 13. Поверхневі явища і адсорбція
- •Контрольні питання:
- •Задачі:
- •Лабораторна робота № 14. Колоїдні розчини
- •Методи визначення молекулярної маси високомолекулярних сполук.
- •Середня молекулярна маса
- •Контрольні питання:
- •Список літератури
Задачі для розв’язування на занятті:
Хлорид калію масою 20г розчинили у воді масою 230г. Густина розчину дорівнює 1,05г/см3. Визначити склад розчину: а) у масових долях, б) у молярних долях, в) у моляльності, г) молярну концентрацію.
Визначити тиск пару розчину при 40 0С, який містить глюкозу масою 3,6г у воді масою 250г. Тиск пару води при тієї ж температурі дорівнює 73,74 гПа.
Визначити масову долю (%) мочівини у водному розчині, якщо тиск пару над ним на 1% менший за тиск пару води при тієї ж температурі.
Приймаючи, що закон Рауля застосовується у цьому випадку, розрахувати, у якому відношенні (по об’єму) треба змішати гліцерин з водою, щоб отриманий розчин замерзав при -5 0С. Кріоскопічна постійна води дорівнює 1,86. Густина гліцерину 1,26 г/см3, густину води прийняти за 1.
Температура кипіння оцтової кислоти 1180С, а розчину, який містить антрацен масою 1,246г в оцтовій кислоті масою 100г, 118,2180С. Удільна теплота випарювання оцтової кислоти при температурі кипіння 405,9 Дж/г. Розрахувати відносну молекулярну масу антрацену.
Визначити осмотичний тиск розчину гліцерину з масовою долею 10% при 150С. Густина розчину дорівнює 1,023г/см3.
Контрольні питання:
Які сили діють між молекулами у розчині? Яка внутрішня структура розчину?
Від яких факторів залежить тиск насиченого пару рідини?
Сформулюйте закон Рауля, напишіть його математичний вираз та поясніть вхідні у нього члени.
Що таке кріоскопічна постійна? Як визначається кріоскопічна постійна?
Що таке ебуліоскопічна постійна? Як визначається ебуліоскопічна постійна? Від яких факторів залежить її величина?
Що таке осмотичний тиск?
Які перепони мають назву напівпроникні? Наведіть приклади.
Задачі:
Молярна доля хлориду цинку у водному розчині дорівнює 0,0422, густина розчину дорівнює 1,238г/см3. Визначити: а) моляльність, б) молярну концентрацію розчину.
Тиск пару розчину, який містить анілін масою 0,425г у ефірі масою 100г, при 20 0С дорівнює 587,7 гПа. Тиск пару над чистим ефіром при цієї ж температурі дорівнює 589,7 гПа. Визначити відносну молекулярну масу аніліну.
Зниження температури замерзання бензолу при розчиненні у ньому камфори дорівнює 0,6260. Температура замерзання бензолу 5,5 0С, а удільна теплота плавлення його 126 Дж/г. Розрахувати відносне зниження тиску насиченого пару розчину у відсотках.
Розчин саліцилової кислоти у етиловому спирті кипить при температурі 78,5840С. Температура кипіння спирту дорівнює 78,30С, а удільна теплота випарювання його при цієї температурі 853,5 Дж/г. Розрахувати тиск пару над розчином при 78,30С.
Осмотичний тиск водного розчину гемоглобіну, який містить 32 г/л при 170С, дорівнює 4384 Па. Визначити відносну молекулярну масу гемоглобіну.
Лабораторна робота № 7. Розчини електролітів
Мета роботи – ознайомитися з теорією електролітичної дисоціації, теорією сильних електролітів Дебая – Гюккеля, навчитися розраховувати константу дисоціації слабких електролітів, визначати коефіцієнт активності іонів та порівнювати хімічну активність кислот, характер дисоціації гідроксидів та солей.
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
У попередній лабораторній роботі було показано, що відповідно до законів Рауля, такі фізичні властивості розчинів, як зниження тиску насиченої пари, підвищення температури кипіння розчинів, зниження температури замерзання розчинів, визначаються числом молів (частинок) розчинених речовин і не залежать від їх природи. Але для розчинів електролітів (солей, кислот, основ), тобто речовин, які у розплавленому стані або у розчині здатні проводити електричний струм, спостерігаються відхилення від законів Рауля. Вант-Гофф установив, що такі самі відхилення спостерігаються стосовно зниження тиску насиченої пари ∆Р та підвищення температури кипіння розчину ∆ТК. Тому для кількісного врахування всіх цих відхилень досить ввести один поправочний множник, названий ізотонічним коефіцієнтом і, який дає змогу застосовувати закони Рауля до розбавлених розчинів електролітів. Цей множник визначається із співвідношення:
(1)
де у чисельнику - експериментальні, а у знаменнику — теоретичні значення вказаних параметрів розчину. Якщо відоме значення і, то параметри ∆Р', ∆Т'к , ∆Т'з для розчинів електролітів можна обчислити за формулами:
∆Р'= і*∆Р = і*Р0 *N(Х); (2)
∆Т'к = і*∆Тк=і*Е*b(Х); (3)
∆Т'з = і*∆Т3=і*к* b (Х). (4)
Числові значення ізотонічного коефіцієнта залежать від природи електроліту та його концентрації в розчині. Для прикладу наведемо значення і для розчинів деяких електролітів однакової моляльної концентрації, що дорівнює 0,1 моль/кг: КС1 - 1,85; Ва(ОН)2 - 2,54; Н2SО4 - 2,2; СН3СООН - 1,01; NH40Н - 1,01.
Зі зменшенням концентрації електроліту (з розбавленням розчину) значення і зростають, поступово наближаючись до цілих чисел: для розчину КС1 - до 2, для СН3СООН і NH40H - теж до 2, але дуже повільно, Ва(ОН)2 і Н2SО4 - до 3.
Аналізуючи ці дані, С.Арреніус дійшов висновку, що кількість частинок у розчині електроліту збільшується, тому що електроліти в процесі розчинення розпадаються на дрібніші заряджені частинки - іони, їх рух в електричному полі пояснює здатність електролітів проводити електричний струм. Позитивно заряджені частинки рухаються до негативного електрода — катода і називаються катіонами, а негативно заряджені частинки рухаються до позитивного електрода -анода і називаються аніонами. За своїми властивостями іони суттєво відрізняються від нейтральних атомів та молекул, з яких утворилися.
С.Арреніус з'ясував фізичний зміст ізотонічного коефіцієнта. Цей коефіцієнт показує, у скільки разів збільшується число частинок у розчинах електролітів внаслідок їх дисоціації на іони. Якби електроліти повністю розпадалися на іони, число частинок збільшилося б у ціле число разів. Так, за повної дисоціації КС1, NH40H, СН3СООН коефіцієнт і має дорівнювати двом, Н2SО4, Ва(ОН)2 - трьом і т.д. Оскільки знайдені значення і були меншими від цих чисел, Арреніус припустив, що дисоціація відбувається неповністю, тобто зворотно.
Для кількісної характеристики процесу дисоціації було введено поняття ступінь дисоціації а - відношення числа молекул, що розпалися на іони Nдис, до вихідного числа N розчинених молекул:
α= (5)
Ступінь дисоціації можна обчислити за значенням ізотонічного коефіцієнта, який визначають, вимірюючи температури замерзання або кипіння розчину (1). Для того, щоб встановити зв'язок між цими величинами, рівняння (5) представимо у вигляді:
Nдис= α*N
Якщо під час дисоціації однієї молекули електроліту утворюється g іонів, то з α*N таких молекул - g α*N іонів. У розчині залишиться (N- α*N) недисоційованих молекул. Загальне число частинок розчиненої речовини (молекул та іонів) у розчині становитиме gα*N + (N- α*N). Ізотонічний коефіцієнт - це відношення загального числа частинок у розчині до числа вихідних розчинених молекул:
звідки: (6)
Для розчинів багатьох електролітів на основі експериментально визначених ∆Т'к і ∆Т'з були розраховані значення ізотонічного коефіцієнта та ступеня дисоціації. Ці значення ступенів дисоціації збігалися з величинами а, які були знайдені іншим методом - вимірюванням електропровідності розчинів. Це підтвердило положення теорії електролітичної дисоціації, розробленої Арреніусом.