Визначення молярної маси леткої рідини

При невисоких температурах та наближених до стандартного тисках для реальних газів та парів можна використовувати рівняння стану ідеального газу (рівняння Менделєєва - Клапейрона), яке для молів газу має вигляд:

 

, (1.1)

 

де − відповідно тиск, об’єм та температура газу, а – універсальна газова стала. Враховуючи те, що , де - маса пари, а – молярна маса речовини, рівняння (1.1) можна записати як:

 

. (1.2)

 

Маса речовини не залежить від її агрегатного стану, тому за рівнянням (1.2) можна експериментально визначити молярну масу леткої рідини, якщо її відому масу перевести в пару та виміряти тиск, об’єм та температуру утвореної пари. Формула для розрахунку молярної маси матиме вигляд:

 

. (1.3)

 

Виконання роботи

Мета роботи: визначити молярну масу леткої рідини за рівнянням Менделєєва – Клапейрона.

 

Колбу 1 для випаровування рідини (рис. 1) з’єднують короткою гумовою трубкою з газовідвідною трубкою 2, занурюють у водяну баню 3, закріплюють у штативі і щільно закривають пробкою. В евдіометр 4 (калібровану скляну трубку) наливають до краю воду, закривають його скляною пластиною або долонею, перевертають, опускають закритий кінець у ванну з водою 5 і закріплюють вертикально у штативі.

 

 

 

Запалюють газовий пальник. Повітря в колбі починає нагріватись, розширюватись і виходити бульбашками з газовідвідної трубки, яка занурена у ванну 5. Після того, коли вода у водяній бані закипить і бульбашки повітря припинять виділятися, температура приладу не змінюватиметься.

Газовідвідну трубку підводять під евдіометр. Відкривають пробку колби 1, швидко вкидають в неї злегка прикриту корком ампулу 6 з досліджуваною рідиною, маса якої відома, і знову щільно закривають колбу пробкою. На дні колби повинна бути скловата, щоб ампула при падінні не розбила колбу. У колбі рідина випаровується, її пара витісняє повітря в евдіометр, за допомогою якого визначається об’єм газу . Об’єм витісненого повітря відповідає об’єму, який би займала пара досліджуваної рідини, маючи такі самі температуру та тиск, за яких перебуває повітря в евдіометрі. Коли витіснення повітря припиняється, експеримент закінчується. Після цього обов’язково потрібно погасити газовий пальник та відкрити пробку колби 1, інакше внаслідок охолодження в колбі створиться розрідження і в неї потрапить вода з ванни 5.

Після закінчення експерименту визначають температуру і тиск в лабораторії. Вимірюють також об’єм повітря в евдіометрі та різницю рівнів води в евдіометрі і ванні 5 (рис. 1).

Молярну масу рідини обчислюють за рівнянням (1.3), враховуючи те, що:

 

(мм рт.ст.×см³)/(моль×К);

 

– температура повітря в евдіометрі, яку приймають рівною температурі в лабораторії, К;

– тиск повітря в евдіометрі, який визначають за рівнянням:

 

, (1.4)

 

де – барометричний (атмосферний) тиск, мм рт. ст.; – різниця рівнів води в евдіометрі та у ванні 5, мм; 13,6 – відношення густини Hg до густини Н₂О; – тиск насиченої водяної пари при температурі досліду, який визначається за табл. 1.1., мм рт. ст.;

– об’єм повітря в евдіометрі, см³.

 

Таблиця 1.1 – Тиск насиченої водяної пари при різних температурах

t, 0С
В, мм рт. ст.	15,5	16,5	17,5	18,7	19,8	21,1	22,4	23,7

Звіт

1. Досліджувана рідина: г/моль.

2. Дані експерименту:

маса рідини г;

температура повітря в евдіометрі К;

атмосферний тиск мм рт. ст.;

об’єм повітря в евдіометрі см³;

різниця рівнів води мм;

тиск насиченої водяної пари мм рт. ст.

3. Розрахунок тиску повітря в евдіометрі за (1.4): мм рт. ст.

4. Розрахунок експериментального значення молярної маси леткої рідини (результат скорочується до цілого числа): г/моль.

5. Визначення відносної похибки експерименту: %.

6. Висновок.

 

ЛІТЕРАТУРА: [1, с. 184; 2, с. 64; 3, с.13; 7, с. 13 – 15].

 

 

2. КАЛОРИМЕТРІЯ

 

Калориметрія – це експериментальний метод визначення теплових ефектів різних фізико-хімічних процесів: хімічних реакцій, фазових перетворень, розчинення, розведення розчинів тощо.

Тепловим ефектом процесу називають кількість теплоти, яка виділяється або поглинається внаслідок перебігу процесу необоротно, без виконання корисної роботи в ізобарно-ізотермічних () або ізохорно-ізотермічних () умовах.

Тепловий ефект фізичного процесу розчинення кристалічної речовини у воді або в іншому розчиннику є сумою двох складових: теплоти ендотермічного процесу руйнування кристалічної решітки та теплоти екзотермічного процесу гідратації (в загальному випадку – сольватації) іонів:

 

. (2.1)

 

Отже, теплота розчинення може бути додатною, від’ємною, а іноді навіть дорівнювати нулю.

Інтегральною теплотою розчинення кристалічної речовини називається кількість теплоти, яка виділяється або поглинається внаслідок розчинення одного моля цієї речовини в такій кількості розчинника, щоб утворився розчин певної концентрації. Інтегральна теплота розчинення залежить від природи розчиненої речовини і розчинника, концентрації розчину та температури.

Внаслідок розчинення кристалогідратів, насичених водою, теплота завжди поглинається, оскільки іони вже майже не гідратуються.

Теплотою утворення кристалогідрату () називається теплота, яка виділяється при утворенні 1 моля кристалогідрату із твердої безводної солі та відповідної кількості води. Вона може бути визначена за законом Гесса з урахуванням рівняння (2.1) як різниця між інтегральними теплотами розчинення безводної солі та її кристалогідрату за умови утворення розчинів однакової моляльної концентрації:

 

. (2.2)

 

Теплота нейтралізації – це тепловий ефект екзотермічної хімічної реакції між розчиненими у воді кислотою та основою, внаслідок якої утворюється 1 моль води. Вона залежить від природи учасників процесу, концентрації розчинів кислоти і основи та температури. Якщо для реакції використовують розведені розчини сильних одноосновних кислот та однокислотних лугів, то теплота нейтралізації не залежить від природи реагентів і майже не залежить від їх концентрації в розчинах і становить при температурі 298 К приблизно –56 кДж/моль.

Для слабких кислот та основ тепловий ефект реакції нейтралізації може бути і меншим, і більшим, ніж –56 кДж/моль, залежно від знаку теплоти дисоціації, який зумовлений співвідношенням між теплотами ендотермічного процесу розриву зв’язків в молекулі слабкого електроліту та екзотермічного процесу гідратації його іонів. Теплоту дисоціації одноосновної слабкої кислоти можна обчислити як різницю між теплотою нейтралізації слабкої кислоти лугом та теплотою нейтралізації сильної кислоти лугом. Дійсно, якщо записати відповідні реакції нейтралізації в іонному вигляді, наприклад:

 

НСООН + ОН ⁻ = НСОО ⁻ + Н₂О,

та Н ⁺ + ОН ⁻ = Н₂О,

і від першої реакції відняти другу, отримаємо

 

НСООН = Н ⁺ + НСОО ⁻,

звідки

. (2.3)

 

Тепловий ефект процесу визначають за допомогою калориметра, в якому перебігає досліджуваний процес, та в загальному випадку розраховують за рівнянням

 

, (2.4)

 

де – теплоємність калориметра; – зміна температури внаслідок перебігу процесу.

Теплоємність калориметра – це кількість теплоти, яка потрібна для його нагрівання на один градус. Її розраховують як суму теплоємностей окремих частин калориметра за формулою

 

, (2.5)

 

де – питома теплоємність речовини або матеріалу складової частини калориметра, ; – маса складової частини калориметра, г.

Зміну температури внаслідок процесу визначають, досліджуючи залежність температури в калориметрі від часу. Якщо процес відбувається швидко, то розраховують як різницю між сталими кінцевою та початковою температурами системи. Якщо процес перебігає повільно і після його закінчення температура в калориметрі внаслідок теплообміну з довкіллям монотонно змінюється, то визначають графічно. Для цього за експериментальними даними будують графік залежності температури від часу (рис. 2). Наведений графік відповідає екзотермічному процесу, де аb – попередній період (температура до початку процесу), bc – головний період (зміна температури впродовж процесу), cd – заключний період (зміна температури після закінчення процесу).

Зміну температури внаслідок процесу визначають, подовжуючи прямі аb та cd до перетину з перпендикуляром, проведеним з середини bc.

Виконання роботи

Робота 2.1. Визначення теплоємності калориметра.

 

Мета роботи: визначити теплоємність калориметра ваговим методом.

До складу найпростішого калориметра входять стакан в теплоізоляційній оболонці, мішалка, термометр та калориметрична рідина (рис. 3).

Для визначення теплоємності калориметра на технічних терезах зважують поліетиленовий стакан та скляну паличку-мішалку. Відміряють мірним циліндром 200 мл дистильованої води та наливають її в стакан. Підвішують на штативі термометр, відмічають глибину його занурення у воду і за допомогою мензурки визначають об’єм витісненої води, який дорівнює об’єму зануреної частини термометра.

Теплоємність калориметра розраховують за формулою (2.5) як

 

, (2.6)

 

де – загальні теплоємності складових частин калориметра, Дж/К.

Питомі теплоємності складових частин калориметра становлять, Дж/(г×К): поліетилен – 2,3; скло – 0,79; вода – 4,18. Середня об’ємна теплоємність скла та ртуті дорівнює 1,9 Дж/(см³×К).

Звіт

1. Дані експерименту:

г; 200 г;

г; см³.

2. Розрахунок теплоємності калориметра за формулою (2.6) (одержаний результат скорочується до цілого числа): Дж/К.

 

Робота 2.2. Визначення інтегральної теплоти розчинення солі.

 

Мета роботи: визначити інтегральну теплоту розчинення солі у воді та порівняти її з даними довідника.

Зважують на технічних терезах 5 г розтертої в ступці солі (за вказівкою викладача). Для визначення зміни температури внаслідок розчинення спочатку через рівні проміжки часу (наприклад, 15 с) декілька разів вимірюють температуру води в калориметрі, яка має бути сталою (). Після цього у воду висипають сіль і, енергійно перемішуючи розчин до повного розчинення солі, продовжують вимірювання температури через ті самі проміжки часу, поки не отримають три - чотири однакові значення (). Одержані дані записують у таблицю 2.1 (дивись звіт).

Зміну температури визначають за формулою або за графіком (рис. 2) за вказівкою викладача.

Оскільки за формулою (2.4) обчислюють загальну теплоту розчинення, а інтегральна теплота відповідає розчиненню 1 моля речовини, то для визначення останньої загальну теплоту слід поділити на кількість молів розчиненої речовини. Отже, експериментальне значення інтегральної теплоти розчинення солі розраховують за рівнянням, Дж/моль:

, (2.7)

 

де – молярна маса солі, – маса наважки солі.

Обчислюють моляльну концентрацію одержаного розчину солі та порівнюють експериментальне значення інтегральної теплоти розчинення з даними довідника (теоретичні значення інтегральних теплот розчинення солей у воді за стандартної температури для розчинів різних моляльних концентрацій наведено у довіднику). Визначають відносну похибку експерименту.

 

Звіт

1. Досліджувана сіль: г/моль.

2. Дані експерименту:

маса солі г; маса води г.

Таблиця 2.1 – Зміна температури в процесі розчинення солі

 

, с								…
, 0С

 

3. Визначення зміни температури: = К.

4. Розрахунок інтегральної теплоти розчинення за (2.7) (результат скорочується до десятих): кДж/моль.

5. Обчислення моляльної концентрації розчину: моль/кг.

6. Визначення теоретичного значення інтегральної теплоти розчинення за довідником: кДж/моль.

7. Розрахунок відносної похибки експерименту: %.

8. Висновок.

Робота 2.3. Визначення теплоти утворення кристалогідрату солі.

 

Мета роботи: визначити інтегральну теплоту розчинення безводної солі та її кристалогідрату, обчислити теплоту утворення кристалогідрату.

 

Зважують на технічних терезах 5 г кристалогідрату CuSO₄×5H₂O і розчиняють його у 200 г води, вимірюючи температуру так, як описано в роботі 2.2. Обчислюють інтегральну теплоту розчинення CuSO₄×5H₂O. Розраховують таку масу наважки CuSO₄, щоб внаслідок її розчинення у 200 г води утворився розчин такої самої моляльної концентрації, як і при розчиненні 5 г CuSO₄×5H₂O. Зважують розраховану кількість безводної солі, розчиняють її у воді та обчислюють інтегральну теплоту розчинення. Визначають теплоту утворення CuSO₄×5H₂O за формулою (2.2) та порівнюють її значення з даними довідника.

Звіт оформлюють як у роботі 2.2 окремо для кожної солі.

 

Робота 2.4. Визначення теплоти нейтралізації сильних та слабких кислот.

 

Мета роботи: визначити теплоту нейтралізації сильної та слабкої одноосновних кислот, теплоту дисоціації слабкої кислоти і порівняти їх з даними довідника.

В разі необхідності визначають теплоємність калориметра (робота 2.1).

В той стакан, який входить до складу калориметра і має теплоізоляцію, наливають 100 мл 0,25 - нормального розчину кислоти (за вказівкою викладача), а в інший – 100 мл 0,25 - нормального розчину лугу (також за вказівкою викладача). Спочатку вимірюють температуру розчину лугу (4 – 5 замірів, наприклад, через кожні 15 с). Після цього термометр виймають з розчину лугу, промивають водою, витирають насухо фільтрувальним папером, занурюють у розчин кислоти і так само вимірюють декілька разів його температуру. Виливають розчин лугу в стакан з кислотою і, перемішуючи, продовжують вимірювання температури утвореного розчину, фіксуючи покази термометра через такі самі проміжки часу до тих пір, поки не одержать 4 – 5 однакових значень. Результати вимірювань записують у табл. 2.2 (див. звіт).

Теплоту нейтралізації розраховують за формулою:

 

, (2.8)

 

де – це кількість моль води, що утворюється внаслідок нейтралізації; − зміна температури калориметра в цьому процесі.

Якщо між собою реагують одноосновні кислоти та однокислотні луги, то кількість утвореної води відповідає кількості кислоти або лугу, взятих для нейтралізації, тобто

Зміну температури визначають з урахуванням даних табл. 2.2 (див. звіт) за рівнянням:

 

.

 

Теоретичне значення теплоти нейтралізації обчислюють за даними довідника. Знаючи теплоти нейтралізації слабкої та сильної кислот, визначають за рівнянням (2.3) теплоту дисоціації слабкої кислоти.

Звіт

1. Досліджувана реакція (наводиться в молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді):

2. Дані експерименту:

 

Таблиця 2.2 – Зміна температури внаслідок процесу нейтралізації

 

τ, с t, 0 C									…
t лугу
t кислоти
t розчину

 

3. Розрахунок зміни температури: = К.

4. Розрахунок експериментального значення теплоти нейтралізації за (2.8): кДж/моль.

5. Визначення за довідником теоретичного значення теплоти нейтралізації: кДж/моль.

6. Обчислення відносної похибки експерименту: = %.

7. Висновок.

 

ЛІТЕРАТУРА: [1, с. 374 – 377; 2, с. 69 – 72; 3, с. 28 – 29; 4, с. 129 – 134, 139 – 142; 5, с. 124 – 131; 6, с. 46 – 48, 89 – 90; 7, с. 5 – 9].

 

 

ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Більшість реакцій є хімічно оборотними, тобто такими, що одночасно перебігають в протилежних напрямках з різною швидкістю. Такі реакції не проходять до кінця. Через деякий час з початку процесу швидкості прямої та зворотної реакцій вирівнюються і хімічна система стає рівноважною. В ній присутні як вихідні речовини, так і продукти реакції, концентрації яких не змінюються з часом.

Кількісною характеристикою рівноважного стану реакції є її константа рівноваги. За законом діючих мас для рівноважного стану відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції в степенях, рівних їх стехіометричним коефіцієнтам, до відповідного добутку для вихідних речовин при Т = const є сталою величиною і не залежить від кількості реагуючих речовин.

В загальному випадку для оборотної реакції aA + bB eE + fF вираз для константи рівноваги записується як

 

, (3.1)

 

де – рівноважні молярні концентрації учасників реакції.

Для гомогенної реакції має розмірність або , де . Для газофазних реакцій константу рівноваги виражають також через рівноважні парціальні тиски і позначають . Рівняння (3.1) є математичним виразом закону діючих мас для стану рівноваги. Для експериментального визначення константи рівноваги необхідно знати рівноважні концентрації всіх учасників процесу.

Залежність констант рівноваги та від температури описується рівняннями ізобари та ізохори хімічної реакції. Рівняння ізохори в диференційній формі має вигляд:

 

, (3.2)

 

де – зміна внутрішньої енергії внаслідок перебігу хімічної реакції (тепловий ефект реакції за умови сталого об’єму). У невеликому інтервалі температур можна вважати = const, тому визначене інтегрування рівняння (3.2) призводить до виразу:

 

, (3.3)

 

де і – константи рівноваги відповідно при температурах Т₁ та Т ₂.

Знаючи константи рівноваги для двох температур і виходячи з рівняння (3.3), можна розрахувати тепловий ефект хімічної реакції:

 

. (3.4)

 

Невизначене інтегрування рівняння (3.2) за умови = const дає:

 

. (3.5)

 

З рівняння (3.5) випливає, що є лінійною функцією від . Тепловий ефект реакції можна визначити за тангенсом кута нахилу цієї залежності як

 

. (3.6)

 

Виконання роботи

Мета роботи:визначити константу рівноваги хімічної реакції при різних температурах та розрахувати за рівнянням ізохори тепловий ефект реакції.

В роботі досліджується оборотна реакція

2FeCl₃ + 2KІ 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl.

Оскільки реакція перебігає у розчині, а солі є сильними електролітами, рівняння реакції в скороченому іонному вигляді можна записати як

2Fe³⁺ + 2I⁻ 2Fe²⁺ + I₂.

Тоді вираз для константи рівноваги реакції матиме вигляд:

.

В одну склянку або колбу наливають мірною піпеткою 50 мл 0,03 – молярного розчину KI, у другу – 50 мл розчину FeCl₃ такої самої концентрації. Склянки занурюють у термостат, налаштований на певну температуру, і чекають 10 – 15 хвилин, щоб розчини нагрілися до заданої температури. Після цього розчини зливають і вмикають секундомір (суміш залишається в термостаті).

Через певні проміжки часу залежно від температури досліду (за вказівкою викладача) відбирають піпеткою 10 мл реакційної суміші. Аліквоту виливають у конічну колбу, в якій міститься приблизно 50 мл дистильованої холодної води, та титрують йод 0,01 – молярним розчином тіосульфату натрію Na₂S₂O₃ за наявності крохмалю до зникнення забарвлення, обумовленого взаємодією йоду з крохмалем. Під час вливання в холодну воду проба розводиться та охолоджується, внаслідок чого реакція майже припиняється. Тому часом відбору проби вважається той момент, коли її вливають у воду. Чим більша температура, тим швидше досягається рівновага (проби відбираються частіше).

Експеримент закінчують тоді, коли об’єм Na₂S₂O₃, що витрачається на титрування двох – трьох послідовно взятих проб, буде практично однаковим, тобто концентрація утвореного йоду вже не змінюється. Це означає, що реакція досягла стану рівноваги. Експериментальні дані зводять у таблицю 3.1 (див. звіт).

За даними таблиці 3.1 будують графік і за цим графіком уточнюють об’єм тіосульфату , який відповідає рівноважній концентрації йоду.

Рівноважні концентрації всіх учасників реакції (моль/л) розраховують таким чином:

а) концентрація йоду:

 

(згідно з реакцією титрування I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆ молярна концентрація йоду удвічі менша за молярність тіосульфату);

б) концентрація іонів Fe²⁺ за рівнянням реакції вдвічі більша за концентрацію йоду:

;

в) концентрація іонів Fe³⁺ дорівнює різниці між початковою концентрацією хлориду заліза (III) та рівноважною концентрацією Fe²⁺:

.

Початкову концентрацію хлориду заліза (III) в реакційній суміші розраховують за концентрацією вихідного розчину та за його розведенням внаслідок змішування з розчином КI:

,

 

де і – відповідно об’єми вихідних розчинів FeCl₃ та KI;

г) концентрація іонів I⁻ (дивись рівняння реакції):

,

 

де за аналогією до попереднього випадку з FeCl₃ початкова концентрація KI:

.

 

За обчисленими рівноважними концентраціями розраховують константу рівноваги реакції.

Дослід проводять при 3 – 4 температурах, обчислюють відповідні константи рівноваги і одержані дані записують в таблицю 3.2 (див. звіт).

За константами рівноваги для декількох температур будують графік , визначають тангенс кута нахилу прямої і на основі рівняння (3.6) розраховують тепловий ефект хімічної реакції.

 

Звіт

 

1. Дані експерименту:

температура експерименту: ⁰С;

 

Таблиця 3.1 – Результати титрування

 

Час від початку реакції τ, хв

Об’єм , витрачений на титрування І2, мл

2. Побудова графіка . Уточнення за цим графіком максимального об’єму Na₂S₂O₃, витраченого на титрування І₂ ().

3. Розрахунок рівноважних концентрацій (моль/л):

; ; ; .

4. Розрахунок константи рівноваги реакції (результат скорочується до цілого числа та зазначається розмірність): K_c =

 

5. Таблиця 3.2 – Загальні результати експерименту

 

t, oC	T, K	K-1	, мл	Kc, л/моль

 

6. Побудова за даними табл. 3.2 графіка ln K _c = f (1/ T).

7. Обчислення тангенса кута нахилу прямої ln K_c = f (1/ T) за координатами двох довільних точок, позначених по ходу прямої, за рівнянням:

 

,

 

де – відповідні значення , а – відповідні значення .

8. Визначення за формулою (3.6) теплового ефекту процесу:

 

= (кДж/моль).

 

9. Висновок.

 

ЛІТЕРАТУРА: [1, с. 244 – 247, 255 – 258; 2, с. 110 – 113, 123 – 125; 3, с. 151 – 152, 155 – 156; 4, с. 246 – 252, 256 – 258; 7, с. 9 – 13].