Запись экспериментальных данных

Масса глюкозы в растворе m₁

Масса воды (растворителя) m₂

Температура замерзания воды, ^оС t₁ = 0^oC

Температура замерзания раствора, ^оС t₂

Понижение температуры замерзания Δ t = t₁ – t₂

Используя математическое выражение криоскопического закона Рауля:

, (1)

рассчитайте молярную массу глюкозы. Криоскопическая константа воды К_кр = 1,86. Зная, что истинное значение молярной массы глюкозы 180,1 г/моль, рассчитайте абсолютную и относительную ошибки определения по уравнениям:

Д = М_экс. – М_ист (2)

(3)

где Д – абсолютная ошибка

Д₀ – относительная ошибка

М_экс. и М_ист. – соответственно, экспериментальное и истинное значение молярной массы глюкозы.

Лабораторная работа № 2

Определение изотонического коэффициента и кажущейся

степени диссоциации натрий хлорида криоскопическим методом

Методика проведения опыта: соберите криоскоп, описание которого приведено выше. В стакан налейте 25 мл гипертонического раствора натрияй хлорида с известной массовой долей (плотность раствора 1 г/мл) и опустите стакан в кристаллизатор с охлаждающей смесью. Определите температуру замерзания раствора по появлению первых кристаллов льда в исследуемом растворе.

Запись экспериментальных данных

Масса хлорида натрия m₁

Масса воды m2

Температура замерзания воды, ^оС t₁ = 0^оС

Температура замерзания раствора, ^оС t₂

Понижение температуры раствора, Δ t = t₁ – t₂

Определите изотонический коэффициент Вант-Гоффа по уравнению (2):

(2)

Δ t_теор. рассчитывается по уравнению (3):

(3)

Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида натрия по уравнению (4):

(4)

где n – число частиц, на которое распадается молекула электролит (для NaCl n = 2).

Чему равна истинная степень диссоциации хлорида натрия? Объясните, почему кажущаяся степень диссоциации значительно меньше истинной?

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

Растворы – это гомогенные, термодинамически устойчивые системы переменного состава, состоящие минимум из двух компонентов: растворителя и растворенного вещества.

Классификация растворов

а) по агрегатному состоянию;

б) по размеру частиц растворенного вещества;

в) по степени насыщенности.

Растворение – это самопроизвольный обратимый физико-химический процесс, включающий три основные стадии.

1. стадия атомизации – разрушение кристаллической решетки растворяемого о вещества; процесс эндотермический (D_ат Н > О);

2) стадия сольватации (гидратации) – образование сольватных (гидратных) оболочек вокруг частиц растворенного вещества; процесс экзотермический, (D_сол Н<О);

3) стадия диффузии – равномерное распределение растворенного вещества по всему объему раствора, (D_диф Н ≈ О).

Таким образом, теплота растворения (D_рН) является величиной интегральной:

D_pH = D_атН + D_солН +D_дифН,

где D_pH – тепловой эффект растворения 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя.

Как любой обратимый процесс, растворение доходит до равновесия, когда количество частиц, мигрирующих из растворяемого вещества в раствор, равно количеству частиц, перемещающихся из раствора в растворяемое вещество. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным.

Растворы бывают:

• ненасыщенные

• насыщенные

• пересыщенные (термодинамически неустойчивы)

Растворимость (S) – это способность вещества растворяться в данном растворителе. Она равна содержанию растворенного вещества в его насыщенном растворе при данной температуре.

Равновесие характеризуется при помощи константы растворимости K_s, являющейся частным случаем констант равновесия :

K_s = [A⁺]ⁿ · [B‾]^m

Для бинарных электролитов n = m = 1,

K_s = [A⁺] · [B‾]

Соответственно,

Факторы, влияющие на растворимость:

1) природа веществ;

2) температура;

3) давления (для газообразных систем);

Математически зависимость растворимости газа от давления описывается уравнением Генри (1803 г.):

S = k·p,

где k – константа Генри,

p – давление газа над раствором.

4) на растворимость газов влияет присутствие электролитов в растворе. Эта зависимость описывается уравнением Сеченова (1859 г.):

S = S₀ e‾^kc

где S и S₀ – растворимость газа в растворе электролита и чистой воде,

с – концентрация электролита,

k – константа Сеченова.

5) концентрация компонентов системы.

Если в систему из двух несмешивающихся жидкостей добавить третий компонент, то отношение его концентраций в каждой из двух жидкостей есть величина постоянная при данной температуре (закон Нернста-Шилова)

Математическое выражение закона Нернста-Шилова:

содержание компонента в фазе 1

= К

содержание компонента в фазе 2

где K константа распределения

Растворение твердых веществ описывается схемой:

А_(к.) + Н₂О ↔ А_(р-р), D_рН > О

Коллигативными называются свойства растворов, зависящие только от их концентрации, точнее от соотношения числа частиц растворителя и растворенного вещества. Коллигативные свойства не зависят от природы веществ.

Важнейшими коллигативными свойствами растворов являются:

1) понижение давления пара над раствором;

2) повышение температуры кипения раствора;

3) понижение температуры замерзания раствора;

4) осмос и осмотическое давление.

Первый закон Рауля: давление пара над раствором нелетучего вещества меньше давления пара над чистым растворителем.

Для неэлектролитов

Для электролитов

– относительное понижения давления пара над раствором

i – изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы

Криоскопический ("криос" – холод) и эбулиоскопический ("эбулио" – кипение) законы являются следствием первого закона Рауля.

Криоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель.

Температура замерзания (Т_зам) – это температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению над твердым растворителем.

Для неэлектролитов DТ_зам = КC_m

Для электролитов DТ_зам = iКC_m

DТ_зам = T_{зам(р-ль)} – T_{зам(р-р)}

К – криоскопическая константа растворителя. К (Н₂О) = 1,86

Эбулиоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель.

Температура кипения (Т_кип) – это температура, при которой давление пара над жидкостью равно атмосферному давлению.

Математическое описание эбулиоскопического закона:

Для неэлектролитов DТ_кип = ЕC_m

Для электролитов DТ_кип = iЕC_m

DТ_кип = T_{кип(р-р)} – T_{кип(р-ль)}

Е – эбулиоскопическая константа растворителя. Е (Н₂О) = 0,52

Осмос – односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из разбавленного раствора в более концентрированный.

Пределом его протекания является состояние равновесия.

Осмотическое давление описывается уравнением Вант-Гоффа:

Для неэлектролитов: р_осм = С_м RT; Для электролитов: р_осм = i С_м RT

Давление, которое оказывает растворитель на мембрану в состоянии равновесия называется осмотическим (р_осм).

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

Задача 1.

Константа растворимости BaSO₄ равна 1∙10‾¹⁰. Вычислить растворимость этой соли в воде.

Ответ: 1,05·10ˉ⁵ моль/л

Задача 2.

У какого раствора: 100 г NaCl в 1 дм^з воды или 100 г CaCl₂ в 1 дм^з воды, температура замерзания ниже? Какая из солей лучше для устранения обледенения?

Ответ:6,36^оС и 5,01^оС,

NaCl

Задача 3.

Осмотическое давление плазмы крови равно при 37^оС 7,7 атм. Какую навеску сахарозы следует взять для приготовления 0,5 л раствора, изотоничного крови?

Ответ: 51,3 г

Задача 4.

Изотоничный коэффициент водного раствора соляной кислоты равен 1,66 (ω=6,8 %). Вычислите температуру замерзания этого раствора.

Ответ: – 6,17^оС

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций;

2. Ершов, Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с.42-79;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – с. 103-125.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Ершов, Ю.А. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высшая школа, 1993 г. – с. 32-37;

2. Зеленин, К.Н. Химия / К.Н. Зеленин. – Санкт-Петербург: Специальная литература, 1997 г. – с. 127-151.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.

03.09.2010

8