Metod

Методические указания к лабораторным занятиям
по физической и коллоидной химии
7 семестр
Модуль 1 (12 часов)
Химическая термодинамика. Термодинамика химического равновесия
Теоретические вопросы
1. Основные понятия термодинамики.
2. Понятие о внутренней энергии. Работа и теплота как формы передачи энергии.
3. Нулевой и первый законы термодинамики. Применение первого закона термодинамики к
некоторым процессам, в которых может совершаться работа расширения.
4. Термохимия. Закон Гесса и следствия из него.
5. Зависимость теплового эффекта от температуры. Теплоемкость. Закон Кирхгоффа.
6. Второй закон термодинамики. Понятие об энтропии. Энтропия и вероятность.
7. Абсолютная энтропия. Третий закон термодинамики.
8. Свободная энергия. Условия самопроизвольного протекания процессов и достижения равновесия.
9. Понятие о химическом потенциале.
10. Закон действующих масс. Константа химического равновесия. Связь между Kр и Kс.
11. Изменение энергии Гиббса при протекании химической реакции. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа.
12. Смещение химического равновесия. Влияние концентрации и давления на положение равновесия. Зависимость константы равновесия от температуры (уравнения изобары и изохоры
химической реакции Вант-Гоффа).
Задачи
1. Обогащение угля с целью снижения содержания в нём серы сопровождается образованием серного колчедана, содержащего 42-46% серы, 5-8% углерода. Серный колчедан FeS2 является
потенциальным сырьём для производства серной кислоты. Использование его вместе с другим
крупнотоннажным промышленным отходом – сульфатом железа FeSO4, образующимся в производстве пигмента диоксида титана TiO2, позволяет получать SO2 для последующего производства
серной кислоты. Процесс совместной термической обработки сульфата железа и серного колчедана может быть выражен суммарным уравнением:
FeSO4(тв) + 3FeS2(тв) + 8O2(г) = 7SO2 (г) + 2Fe2O3(тв).
0
Используя термодинамические данные Н 0f , 298 и S 298
, оцените возможность протекания
данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях.
2. Ещё в середине ХIХ века для удаления из промышленных газов сероводорода использовали болотную руду. При пропускании газов через слой болотной руды и далее при пропускании в реакционную смесь воздуха протекали реакции:
1. Fe2O3 (тв) + 3 Н2S(г) = Fe2S3 (тв) + 3H2О(г)
2. 2Fe2S3 (тв) + 3О2(г) = 2Fe2O3 (тв) + 6S.
В последующем эти стадии совместили, добавляя необходимое количество кислорода или
воздуха. Используя стандартные энтальпии образования участников реакций найдите тепловые
эффекты реакций 1 и 2; на их основании определите тепловой эффект реакции
2Н2S(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2S.
3. Аммиак, являющийся исходным сырьём для производства азотной кислоты и применяемый во многих химических производствах, обладает токсическими свойствами и вызывает раздражение слизистых оболочек, ожоги, удушье. В зависимости от вида производства концентрация NH3 в газах, подлежащих очистке, изменяется в широких пределах – от 0,05 до 70-80%.
1
Простейшим способом очистки отходящих газов от аммиака являются его адсорбция водой. Иногда водную очистку дополняют доочисткой раствором серной кислоты с получением
сульфата аммония:
2NH3(г) + H2SO4(ж) = (NH4)2SO4(кр).
0
Используя термодинамические данные Н 0f , 298 и S 298
, докажите, что данный процесс необратим.
4. Весьма перспективным является использование ряда промышленных и коммунальнобытовых отходов в сельском хозяйстве, где они могут найти применение в качестве мелиорантов
или удобрений-мелиорантов. Прекрасным известковым мелиорантом является цементная пыль,
основным компонентом которой является СаСО3. При высокой температуре СаСО3 разлагается
по схеме:
СаСО3(тв) = СаО(тв) + СО2(г).
Вычислите G данной реакции при температурах 25, 500, 1500 °С и оцените возможность
протекания данной реакции при указанных температурах (зависимостью Н и S от температуры
пренебречь). Определите температуру, при которой данная реакция становится термодинамически
возможной.
5. Опасность хронического отравления парами ртути возможна во всех помещениях, где
ртуть находится в соприкосновении с воздухом. Во избежание этого даже незначительное количество пролитой ртути следует переводить в прочные, нерастворимые в воде соединения. Одним
0
из низ является сульфид НgS. Используя значения Н 0f , 298 и S 298
веществ, оцените термодинамическую возможность протекания реакции
Нg(ж) + S(ромб) = НgS(тв)
при стандартных условиях. Какой из факторов, энтальпийный или энтропиный, является движущим? Как влияет на ход процесса повышение температуры?
6. Во влажном воздухе возможно протекание реакций:
1. 4NО2(г)+ О2(г) + 2Н2О(г)= 4НNО3(г)
2. 2NО2(г)+ Н2О(г) = НNО2(ж) + НNО3(ж) ,
что является причиной выпадения кислотных дождей. Рассчитайте значение изобарно0
изотермического потенциала реакций 1 и 2, используя значения Н 0f , 298 и S 298
участников реакций. Какая из реакций термодинамически более предпочтительна?
7. В промышленности аммиак получают в ходе реакции
½ N2(г) + 3/2Н2(г) = NН3(г).
Определите изменение изобарно-изотермического потенциала данной реакции при стан0
дартных условиях и при 400 К, используя термодинамические данные Н 0f , 298 и S 298
(зависимостью Н и S от температуры пренебречь). При какой температуре с точки зрения термодинамики
проведение синтеза аммиака более целесообразно?
8. Одним из промышленных способов получения этилена является дегидрирование этана:
С2Н6(г) = С2Н4(г) + Н2(г).
0
Используя термодинамические данные Н 0f , 298 и S 298
, рассчитайте G данной реакции при
стандартных условиях и при 1200 К (зависимостью Н и S от температуры пренебречь). Как влияет изменение температуры на данный процесс?
9. Фосген (хлорангидрид угольной кислоты) СОСl2 получаемый при взаимодействии оксида
углерода (II) с хлором:
СО(г) + Сl2(г) = СОСl2(г),
используется для получения растворителей, лекарств, красителей, метанола и мочевины. Даже незначительное содержание фосгена в воздухе вызывает приступы удушья. Определите G реакции
0
синтеза фосгена при 298 К и 1000 К, если известны термодинамические величины Н 0f , 298 и S 298
(зависимостью Н и S от температуры пренебречь). Способствует ли повышение температуры
синтезу фосгена?
2
10. Сырая нефть содержит в своём составе от 0,1 до 5% серы в форме производных тиофена, органических сульфидов, меркаптантов, а также в виде сероводорода в составе попутных
нефтяных газов. В процессе высокотермической обработки нефти возможно окисление Н2S по
реакции:
Н2S(г) + 3/2 О2(г) = Н2О(г) + SО2(г),
при этом в атмосферу происходит выброс сернистого газа, что является одной из причин выпадения кислотных дождей, приводящих к увеличению подвижности в почве токсичных элементов,
снижению буферной ёмкости почвы и другим нежелательным последствиям. Определите, какое
количество теплоты выделится при сгорании сероводорода, содержащегося в тонне нефти, если
его массовая доля составляет 0,003%, и известны тепловые эффекты следующих реакций:
1. Н2(г) + S(ромб) = Н2S(г),
Н 10  21,00 кДж
2. Н2(г) + ½О2(г) = Н2О(ж) , Н 20  285,83 кДж
Н 30  296,90 кДж
3. S(ромб) + О2(г) = SО2(г),
Н 40  44,01 кДж
эффект реакции
2H2(г) + CO(г) = CH3OH(ж)
при 298 К: а) при Р = const; б) при V = const, если тепловые эффекты образования веществ при
стандартных условиях известны.
12. Вычислите тепловой эффект реакции
4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(ж) + 2C12(г)
при 298К: а) при Р = const; б) при V = const, если тепловые эффекты образования веществ
при стандартных условиях известны.
13. При достижении состояния равновесия в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г), концентрация
водорода составила 0,3 моль/дм3, йода 0,08 моль/дм3, йодоводорода 0,35 моль/дм3. Вычислите
константу равновесия реакции и исходные концентрации йода и водорода.
14. Определить равновесную концентрацию HI в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г), если при
некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H 2 , I2 и HI равны,
соответственно, 1, 2 и 0 моль/дм3.
15. Константа равновесия реакции А + В ↔ С + D равна 1. Определить равновесные концентрации компонентов, если начальные концентрации вещества А и В равны 0,02 моль/дм 3.
Сколько процентов вещества А подверглось превращению?
16. Для реакции H2(г) + S(г) ↔ H2S(г) при некоторой температуре константа равновесия
равна 2. Определить равновесные концентрации H2 и S, если исходные концентрации H2, S и H2S
равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/дм3.
17. Для реакции SO2(г) + Cl2(г) ↔ SO2Cl2(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определить равновесную концентрацию SO2Cl2, если исходные концентрации SO2,
Cl2 и SO2Cl2 равны 2, 2 и 1 моль/дм3 соответственно.
18. Используя справочные данные, рассчитать константу равновесия при 298 К процесса
3H2(г) + N2(г) ↔ 2 NH3(г).
19. Используя справочные данные, рассчитать константу равновесия при 298 К процесса
С2Н4(г) ↔ С2Н2(г) + Н2(г).
20. Используя справочные данные, вычислить температуру, при которой константа равновесия процесса
CO2(г) + C(графит) ↔ 2CO(г)
0
0
–24
становится равной 1,0∙10 . Принять, что Н Т  Н 298
, а S Т  S 298
.
4. Н2О(г) = Н2О(ж) ,
11. Вычислите тепловой
3
Лабораторная работа №1
Измерение тепловых эффектов химических процессов
Цель работы: изучить принципы калориметрии, методику выполнения калориметрических
измерений; произвести термодинамические расчёты, связанные с энергетикой химических реакций.
Оборудование и реактивы: калориметр (в сборке); два мерных цилиндры объемом 100
3
см ; пипетка объемом 5 см3; весы; фарфоровая ступка; КСl (тв.); СuSO4(безводный); 1 М раствор
НС1; 1 М раствор NаОН; дистиллированная вода
В основе калориметрических измерений лежат законы Гесса и Кирхгоффа. Содержание калориметрии – измерения теплоемкостей систем различного состава, тепловых эффектов химических реакций и физико-химических процессов, установление зависимости тепловых эффектов от
параметров состояния.
Для определения тепловых эффектов химических реакций, а также для измерений теплоемкостей служит специальный прибор – калориметр (от лат. calor – тепло) (рис. 1). Принцип любого калориметрического измерения заключается в том, что создаются условия для частичной изоляции системы от окружающей среды, в системе проводится реакция и измеряется изменение
температуры при протекании процесса (реакции).
Рисунок 1 – Калориметрическая установка: 1 – мешалка; 2 – воронка; 3 – калориметрический стакан; 4 – наружный сосуд; 5 – крышка; 6 – термометр
В ходе калориметрических измерений, проводимых в изотермическом калориметре, всегда
происходит теплообмен с окружающей средой. В результате чего всегда наблюдаются тепловые
потери в окружающую среду. Поэтому разница между температурой начала и конца изучаемого
процесса всегда отличается от изменения температуры процесса, определяемого в условиях исключающих тепловые потери. Поэтому при проведении калориметрических измерений, прежде
всего, необходимо оценить величину тепловых потерь.
Характер теплообмена определяют по временному ходу температуры в течение каждого
опыта. Поправку на теплообмен с окружающей средой вводят либо аналитически, либо с помощью описываемого ниже графического метода Ланге-Мищенко. Если продолжительность опыта
не превышает двадцати минут, то второй способ предпочтительнее.
Весь опыт делят на три периода: предварительный, продолжающийся не менее 5 минут,
главный, с продолжительностью, зависящей от скорости реакции и скорости перемешивания, и
заключительный, продолжительностью также не менее 5 минут.
Для построения графика зависимости изменения температуры от времени начинают перемешивание калориметрической жидкости, что облегчает быстрое достижение теплового равновесия в калориметре, и записывают показания термометра через каждые 30 с.
Предварительный период начинают с момента, когда изменение температуры становится
постоянным и не превышает ±0,050-0,040 °С/мин. Измерения при постоянном ходе температуры
производят 10 раз через каждые 30 секунд. Через следующие 30 секунд проводят реакцию (напри4
мер, смешивают жидкости). Во время этих операций иногда приходится пропустить запись температуры. Пропуск отмечают прочерком, и записывают следующий отсчет под своим порядковым
номером.
Далее проводят определение теплового эффекта процесса. Температуру непрерывно продолжают отсчитывать через те же промежутки времени. За счет выделения или поглощения теплоты в процессе происходит резкое изменение температуры. Это – главный период калориметрического опыта.
По завершении главного периода вновь устанавливается равномерный ход температуры.
Это – заключительный период калориметрического опыта, в течение которого производят еще 10
отсчетов по термометру через 30 секунд каждый.
Типичный вид температурной кривой правильно поставленного калориметрическою опыта
при измерении экзотермического эффекта показан на рисунке 2.
Рисунок 2 – Графическое определение Т
После того как на график нанесены все экспериментальные точки, получается кривая
АВСD. Участок АВ называется начальным периодом, ВС – главным, СD – конечным.
Чтобы определить изменение температуры Т, не искаженное теплообменом, происходящим в течение главного периода, продолжают АВ и СD до пересечения с вертикальной прямой
ЕF. Для этого точки m и n, которые соответствуют начальной и конечной температурам главного
периода, наносят на ось ординат. Через середину отрезка mn проводят линию КР. Пересечение
этой линии с кривой ВС дает точку g определяющую положение прямой ЕF. Тем самым, к Т
прибавляют величину, потерянную за счет охлаждения при теплообмене (точка Е лежит выше
точки D), и вычитают величину, приобретенную за счет нагревания при перемешивании и теплообмене (точка F лежит выше точки В). Таким образом, Т=ЕF.
Крутизна линии ВС зависит от характера и условий протекания исследуемого теплового
процесса. Крутизна линий АВ и CD зависит от характера теплообмена с окружающей средой. Таким образом, по виду кривой ABCD можно судить о качестве проведенного опыта и учесть его недостатки при проведении следующих опытов. Точность определения изменения температуры за
счет теплового процесса является основным фактором, определяющим точность конечного результата.
Часть 1. Определение постоянной калориметра
Последовательность выполнения работы
Постоянная калориметра (К) – количество теплоты, необходимое для изменения температуры всех частей калориметра на 1°С (кДж/град.). Ее определяют по известной теплоте растворения хлорида калия. В качестве калориметрической жидкости используют дистиллированную
воду. Стакан в изотермической оболочке с 80 см3 дистиллированной воды устанавливаются в калориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В отверстие крышки
вставляют специальную пробирку, с предварительно насыпанной измельченной солью KCl (2 г) с
известной теплотой растворения.
5
Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включаются в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном
режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» –
elsms2.exe).
Графическим методом определяют изменение температуры при растворении соли и рассчитывают постоянную калориметра. Постоянная калориметра в данном случае равна отклонению
величины теплоты растворения теоретической для данного количества соли от экспериментального.
Форма отчета и расчеты
1. Найти значение интегральной теплоты растворения (ΔНm) (табл. 1), предварительно рассчитав моляльность растворенного вещества (моль/кг) по формуле:
g  1000
=
m 2
M  g1
g1 – масса воды, г; g2 – масса соли, г; M – молярная масса хлорида калия (74,5 г/моль).
Таблица 1 – Интегральные теплоты растворения соли KCl
Моляльность,
ΔНm,
Моляльность,
моль/кг(Н2О)
кДж/моль
моль/кг(Н2О)
0
17,24
0,4
0,01
17,48
0,5
0,02
17,45
1,0
0,05
17,52
2,0
0,1
17,56
3,0
0,2
17,57
4,0
0,3
17,55
насыщ. р-р (4,82)
ΔНm,
кДж/моль
17,50
17,43
17,29
16,72
16,18
15,76
15,46
2. Рассчитать количество теплоты (Q, Дж), поглощенной в процессе растворения хлорида
калия по формуле:
H m  g 2  1000
=
Q
M
ΔНm – интегральная теплота растворения хлорида калия, кДж/моль
3. Определить постоянную калориметра по формуле:
Q
К
 С уд ( g1  g 2 ) =
Т
Суд. – теплоемкость раствора (приблизительно равна 4,18 Дж/г·К);
Т – изменение температуры в процессе растворения.
Часть 2. Определение теплоты нейтрализации
Последовательность выполнения работы
Для определения теплоты нейтрализации щелочи в качестве калориметрической жидкости
используют 1 М раствор хлороводородной кислоты. В стаканчик наливают 80 см3 раствора хлороводородной кислоты, устанавливают его в калориметр, и закрывают крышкой с укрепленным в
ней датчиком температуры. В специальное устройство наливают пипеткой 4 см 3 1 М раствора
гидроксида натрия и устанавливают его в крышке калориметра.
Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включают в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме
или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» –
elsms2.exe).
6
Графическим методом определяют изменение температуры в ходе реакции. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект химической реакции и сравнивают его с теоретическими данными.
Примечание. При проведении нейтрализации к большому объему кислоты прибавляется
небольшой объем щелочи, поэтому объем щелочи значительно увеличивается и при расчетах
необходимо учитывать теплоту разведения щелочи. В данном случае определяют теплоту разведения щелочи, вливая раствор щелочи (в таком же объеме, как при нейтрализации) в чистую воду,
взятую в таком же объеме, как кислота. Для этого в стаканчик наливают 80 см3 дистиллированной
воды, устанавливают в калориметр, вставив его предварительно в изотермическую оболочку, и
закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В специальное устройство
наливают пипеткой 4 см3 щелочи и устанавливают его в крышке калориметра.
Выполняют работу, как и в предыдущем случае. По полученным данным рассчитывают
тепловой эффект разведения раствора гидроксида натрия.
Форма отчета и расчеты
1. Теплоту химической реакции определить по формуле:
Q  V1 1C  V2  2C  K T2  T1  =
V1, ρ1(1,0155 г/см3); C1 – объем, плотность и теплоемкость раствора кислоты;
V2, ρ2 (1,0428 г/см3), C2 – объем, плотность и теплоемкость раствора щелочи;
ΔT1, ΔT2 – разность температур при нейтрализации и разведении соответственно;
К – постоянная калориметра (см. часть 1).
Теплоемкости растворов щелочи и кислоты принять приблизительно равными теплоемкости воды
(4,18 Дж/г·К).
2. Полученный тепловой эффект пересчитывают на 1 моль щелочи (Дж/моль). Тепловой
эффект пересчитывают на то вещество, которое находится в меньшем количестве.
Q  1000
Н 
=
V C
V – объем щелочи, см3; С – концентрация щелочи, моль/дм3.
Сравнить полученные данные Н с истинным значением теплоты нейтрализации
(-56,0 кДж/моль). Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов: Н+(аq) + OH–(aq) → Н2О(ж).
4. Оценить относительную погрешность эксперимента:
 теор   опыт
Ех 
 100% =
 теор
5. Рассчитать изменение энтропии реакции нейтрализации по имеющимся справочным
данным.
Н2О(ж)
Н+(аq)
ОН–(aq)
S0298 , Дж/мольК

 
69,95
0
–10,75

0
0
S  S H0 2O  S OH
  S  =
H
6. Рассчитать энергию Гиббса реакции нейтрализации. Сделать вывод о соответствии
найденной величины GT0 самопроизвольному течению реакции нейтрализации.
G  H  TS  H  298  S =
Вывод:
7
Часть 3. Определение теплового эффекта гидратации
Последовательность выполнения работы
Тепловой эффект реакции присоединения кристаллизационной воды к безводной соли
можно определить из данных по энтальпиям растворения безводной соли и её кристаллогидрата,
пользуясь законом Гесса.
Для определения теплового эффекта гидратации необходимо взвесить калориметрический
стакан, налить в него 80 см3 дистиллированной воды, установить его в калориметр, и закрыть
крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры.
В специальное устройство поместить 4 г безводного сульфата меди и установить его в
крышке калориметра. При взвешивании следует помнить, что безводный сульфат меди гигроскопичен.
Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включают в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме
или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» –
elsms2.exe).
Графическим методом определяют изменение температуры в ходе процесса. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект гидратации и сравнивают его с теоретическими данными.
Форма отчета и расчеты
1. Количество теплоты, выделяющейся в калориметре (Q, Дж) рассчитать по формуле:
Q = C1mст + С2(mв + mс) + К Т =
С1 - удельная теплоёмкость стекла 0,753 Дж/(г·К); mст - масса калориметрического стакана, г; С2
- удельная теплоёмкость раствора 4,184 Дж/(г·К); mв - масса воды, г; Т - изменение температуры в процессе гидратации, К – постоянная калориметра.
2. Тепловой эффект растворения Н рассчитать по формуле:
QM
  
=
mc  1000
M - молярная масса безводной соли; mс - масса соли, г.
3. Энтальпию гидратации безводной соли Нгидр, рассчитать исходя из того, что энтальпия
растворения безводной соли является суммарной энтальпией гидратации безводной соли . и растворения полученного кристаллогидрата:
Нраств. безвод. соли = Нгидр. безвод. соли + Нраств. кристаллогидр.
Следовательно,
Нгидр = Нраств. безвод. соли – Нраств. кристаллогидр. =
Нраств (CuSO4 5Н2О) = 11,5 кДж/моль при 20 °С.
4. Сравнить полученные данные Нгидр. с табличными данными (Нгидр = – 77,69 кДж)
5. Оценить относительную погрешность эксперимента.
 теор   опыт
Ех 
 100% =
 теор
6. Полученные данные занести в таблицу.
mст, г
mв, г
mс , г
T
Q, Дж
Нраств. безвод. соли,
кДж/моль
Нгидр,
кДж/моль
Ех
Вывод:
8
Модуль 2 (18 часов)
Термодинамика растворов и фазовых равновесий
Теоретические вопросы
1. Общая характеристика растворов. Идеальные растворы.
2. Разбавленные растворы нелетучих веществ. Коллигативные свойства данных растворов.
3. Растворы летучих жидких веществ. Растворы с положительными и отрицательными отклонениями от закона Рауля. Законы Коновалова.
4. Общие особенности растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации. Понятие о сильных и слабых электролитах. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации.
5. Растворы сильных электролитов. Основные положения теории сильных электролитов. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Предельный закон Дебая–Хюккеля.
6. Электропроводность растворов электролитов. Подвижность ионов. Закон Кольрауша. Числа
переноса. Измерение электропроводности растворов. Кондуктометрия.
7. Основные понятия теории фазовых равновесий: фаза, число независимых компонентов, число
степеней свободы, правило фаз Гиббса.
8. Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния чистого вещества. Уравнение КлаузиусаКлапейрона.
9. Двухкомпонентные системы. Термический анализ. Диаграммы состояния двухкомпонентных
систем. Закон распределения.
Задачи
1. Анализом установлена эмпирическая формула вещества – СН2О. Для определения истинной формулы должно быть найдено значение Мr. С этой целью навеска вещества массой 1 г
была растворена в воде массой 100 г, и для полученного раствора определена температура замерзания, которая оказалась равной минус 0,103 °С (К=1,86). Определите истинную формулу вещества.
2. Раствор, содержащий неэлектролит массой 0,512 г в бензоле массой 100 г, кристаллизуется при 5,286 °С. Температура кристаллизации бензола 5,5 °С. Криоскопическая константа 5,1.
Вычислите молярную массу растворённого вещества.
3. Раствор содержал камфору массой 3,04 г С10Н16О в бензоле массой 100 г и кипел при
80,714 °С. Температура кипения чистого бензола 80,2 °С. Вычислите эбулиоскопическую постоянную бензола.
4. Температура кристаллизации раствора, содержащего растворённое вещество массой
66,3 г в воде массой 500 г, равна минус 0,558 °С. Вычислите молекулярную массу растворённого
вещества, если криоскопическая константа воды равна 1,86.
5. Вычислите температуру кипения раствора нафталина (С10Н8) в бензоле с массовой долей
растворенного вещества 5%. Температура кипения бензола 80,2 °С. Эбулиоскопическая константа
бензола 2,57.
6. Раствор, содержащий хлорид цинка массой 1,7 г в воде массой 250 г, кристаллизуется
при температуре минус 0,24 °С. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли в этом растворе, если криоскопическая константа воды 1,86.
7. Температура кристаллизации раствора, содержащего NaCl массой 2,93 г в воде массой 50
г, равна минус 3,35 °С. Определите кажущуюся степень диссоциации NaCl, если криоскопическая
константа воды 1,86.
8. Кажущаяся степень диссоциации Na2CO3 в растворе, содержащем Na2CO3 массой 0,795 г
в воде массой 300 г, равна 90%. При какой температуре замерзает данный раствор? Криоскопическая константа воды 1,86.
9. При какой температуре закипит раствор, содержащий Na2CO3 массой 9 г в воде массой
150 г? Кажущаяся степень диссоциации Na2CO3 в растворе 0,44. Эбулиоскопическая константа
воды 0,52.
9
10. Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации раствора K2SO4, содержащего K2SO4
массой 34,8 г в воде массой 200 г, зная, что температура кипения раствора 100,728 °С. Эбулиоскопическая константа воды 0,52.
11. Определите массовую долю гидроксида натрия в растворе, полученном при смешивании раствора массой 100 г с массовой долей гидроксида натрия 10% и раствора массой 20 г с массовой долей этого же вещества 5%.
12. Какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 88% (плотность 1,8 г/см3)
необходимо взять для приготовления раствора объемом 200 см3 с массовой долей серной кислоты
40% (плотность 1,3 г/см3).
13. К 10%-ному раствору соляной кислоты массой 30 г добавили 20%-ный раствор этой
кислоты массой 50 г. К образовавшемуся раствору прилили воду массой 50 г. Вычислите массовую долю соляной кислоты в полученном растворе.
14. Определите массовую долю хлорида натрия в растворе, полученном при смешивании
раствора массой 150 г с массовой долей хлорида калия 20% и раствора массой 50 г с массовой долей этой же соли 10%.
15. Какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 88% (плотность 1,8 г/см3)
необходимо взять для приготовления раствора объемом 300 см3 с массовой долей серной кислоты
40% (плотность 1,3 г/см3)
16. Вычислить объём раствора серной кислоты с массовой долей растворённого вещества
0,96 (96%), плотностью 1,84 г/см3, необходимого для приготовления раствора объёмом 500 см3,
где молярная концентрация серной кислоты 0,25 моль/дм3.
17. В воде объёмом 200 см3 растворили образец соли, получив раствор с массовой долей 0,2
(20%). К раствору ещё добавили воду объёмом 150 см3. Определить массовую долю соли в полученном растворе.
Лабораторная работа №1
Определение концентрации кислоты методом кондуктометрического титрования
Цель работы
Определить концентрацию хлороводородной кислоты методом кондуктометрического титрования
Задачи работы
1. Приготовить раствор кислоты заданной молярной концентрации
2. Определить концентрацию кислоты методом кондуктометрического титрования
Приборы и реактивы
1. Учебно-лабораторный комплекс «Общая химия» в следующей комплектации: центральный контроллер; модуль «Термостат» в комплекте с кондуктометрическим датчиком.
2. 0,01 М раствор гидроксида натрия
3. НСl (конц.)
4. Набор ареометров
5. Лабораторная посуда (мерный цилиндр, объемом 50 см3; мерная пипетка объемом 10 см3;
химический стакан, объемом 150 см3; бюретка для титрования; мерная колба объемом 100 см3; пипетки объемом 1, 5 и 10 см3)
6. Дистиллированная вода
Обоснование работы
В работе используется метод кондуктометрического титрования. При определении концентрации сильной кислоты используют реакцию нейтрализации сильной кислоты сильным основанием:
Н3O+ + ОН− = 2Н2О.
10
При добавлении раствора щелочи к раствору кислоты будет наблюдаться снижение электропроводности раствора, при достижении точки эквивалентности электропроводность раствора
резко возрастет при добавлении очередной порции титранта (рисунок 1).
Рисунок 1 –Типичная кривая кондуктометрического титрования
Порядок выполнения работы
Готовят раствор хлороводородной кислоты концентрацией приблизительно 0,01 моль/дм3.
В сосуд с электродами, промытыми дистиллированной водой, наливают пипеткой 10 см3 раствора
кислоты.
Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включаются в сеть.
При включенном контроллере запускается программа управления УЛК «Общая
химия». Работа выполняется с помощью персонального компьютера (программа управления
УЛК «Химия» – elsms2.exe).
Параметры одиночного измерения: интервал измерений – 10 с, объем добавленного титранта (0,01 М раствор или натрия) – 20 см3 с шагом 0,5 см3.
Строят график зависимости электропроводности раствора от объема добавленного титранта, определяют точку эквивалентности, рассчитывают концентрацию кислоты.
Расчет концентрации кислоты проводится по формуле: COH  VOH   C H  VH  .
Вывод:
Лабораторная работа №2
Определение константы и степени диссоциации слабого электролита
методом кондуктометрии
Цель работы: определить константу и степень диссоциации уксусной кислоты, пользуясь
данными, полученными методом кондуктометрии
Оборудование и реактивы: кондуктометр, мерный цилиндр, объемом 50 см2, пипетки
объемом 10 см3, химические стаканы объемом 100 см3; 0,1 М раствор СН3СООН; 0,01 М раствор
KCl; дистиллированная вода
11
Последовательность выполнения работы
1. Определение постоянной сосуда (константы прибора).
Постоянная сосуда – это отношение расстояния между электродами (l) к площади каждого
из электродов (S), используемых в электрохимической ячейке для измерения электропроводности
раствора (L). Она определяется экспериментально путем измерения электропроводности раствора
(L, мСм), удельная электрическая проводимость которого (χ, См–1∙м–1) известна. Обычно для этой
цели используют 0,01 М раствор KCl.
Удельная электропроводность раствора хлорида калия (χКС1, См·м–1)
t, °С
12
14
16
18
20
0,01 М КСl
0,1070
0,1121
0,1173
0,1225
0,1278
t, °С
22
24
26
28
30
0,01 М КСl
0,1332
0,1386
0,1441
0,1496
0,1552
Сосуд для измерения электропроводности вместе с электродами промыть дистиллированной водой и исследуемым раствором. Затем налить в него 20 см3 0,01 М раствора хлорида калия и
определить электрическую проводимость (L).
2. Определение константы и степени диссоциации.
В сосуд с электродами, отмытыми дистиллированной водой, поместить 20 см3 0,1М раствора уксусной кислоты и измерить его электропроводность (L). Результаты занести в таблицу.
Затем из сосуда отобрать 10 см3 0,1 М раствора уксусной кислоты и прилить 10 см3 дистиллированной воды, выдержанной при той же температуре, что и исследуемый раствор, т.е. разбавить
0,1М раствор в два раза. Определить электропроводность полученного раствора. Операцию последовательного разбавления повторить 4 раза, каждый раз измеряя электропроводность полученного
раствора. Результаты занести в таблицу.
Форма отчета и расчеты
1. Рассчитать константу прибора (см-1) по формуле:
𝑙
𝜒KCl
𝜑 = = 𝜒KCl 𝑅KCl =
∙ 10 =
𝑆
𝐿KCl
2. Рассчитать удельную проводимость (χi), молярную электропроводность (λi), степень диссоциации (α) и константу диссоциации для каждого раствора по формулам:
 i2 Ci
1000 i
i

i 
   Li ; i 
; i  0 ; К 
.
Ri
(1   i )
Ci

Молярную электропроводность при бесконечном разбавлении рассчитать по формуле
0
0
    0 , взяв значения 0 и 0 из справочника (при 25 °С 0 ( Н  ( Н 3О  )  349,8 См∙см2/моль;
0 (СН 3СОО  )  40,9 См∙см2/моль).
Результаты расчета для каждой из концентраций раствора занести в таблицу.
3. Построить графики зависимости χ, λ и α от концентрации электролита в растворе. Проанализировать, соответствует ли их характер теоретическим представлениям.
4. Экспериментальные данные зависимости электропроводности слабого разбавленного одно-одно валентного раствора электролита от его концентрации позволяют графически определить
12
λ0 и К. Для этого уравнение закона разбавления Освальда K 

 2C
, с учетом того, что   0
1

1

приводят к линейному виду в координатах   С  :


1
1
1
 0 
С .
2
 
К 0
Исходные данные для построения графика внести в таблицу. Построить график в коорди1
1

натах   С  , тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс будет равен tg 
, a отрезок,
2


K 0 
1
отсекаемый прямой на оси ординат, будет равен 0 ( рисунок 1).

 
Таблица – Экспериментальные данные, результаты расчета электрической проводимости растворов, степени и константы диссоциации, исходные данные для графического определения λ0 и К
Концентрация
раствора
СН3СООН,
моль/дм3
0,100
0,0500
0,0250
0,0125
0,00625
L, См
χ,
См·см–1
λi,
См·см2·моль–1
α
К
1
λС

Рисунок 1 – График для определения λ0 и К по экспериментальным данным
Определить из графика значения λ0 и К. Сравнить полученное значение константы диссоциации уксусной кислоты с табличным значением (К = 1,7∙10–5), сделать вывод о зависимости
константы диссоциации от концентрации раствора.
Вывод:
13
Лабораторная работа №3
Определение растворимости и произведения растворимости малорастворимых
электролитов методами потенциометрии и кондуктометрии
Цель работы: определить растворимость и произведение растворимости малорастворимых
электролитов, используя данные, полученные методами потенциометрии и кондуктометрии
Оборудование и реактивы: рН-метр, магнитная мешалка, магнит; кондуктометр; бюретка
для титрования объемом 25 см3, стаканы объемом 50 см3, мерные цилиндры объемом 25 см3, 1 М
раствор NaOH, 0,05 М растворы солей МеСl2 или МеSO4 (Me – Mg2+, Cu2+, Ni2+, Zn2+); насыщенные растворы малорастворимых солей щелочноземельных элементов (СаSO4, CaCO3, BaSO4,
BаCO3 и др.).
Часть 1. Определение растворимости и произведения растворимости малорастворимого
электролита методом потенциометрического титрования
Для разбавленных растворов существует линейная зависимость между активностью металла в растворе и рН среды. Если предположить, что недиссоциированный гидроксид металла
Ме(ОН)n в растворе находится в равновесии с ионами по схеме:
Ме(ОН)n ↔ Men+ + nОН–,
то термодинамическая и концентрационная реальная константы растворимости соответственно
равны:
n
КS = [Меⁿ+] [OH–]ⁿ.
К S0  аMen aOH
 ;
Выразив активность ионов ОН– из формулы: КW0  a H O aOH  , где КW0 – ионное произведе3
ние воды, получаем, что К  а Men  ( K W / a H O  ) .
0
S
n
3
Прологарифмируем последнее уравнение:
lg K S0  lg аМе п  n lg KW  n lg aH
3O

.
Так как pH   lg aH O , можно записать lg K S0  lg аМеп  n lg KW  npH .
3
1
1
lg K S0  lg aMe2  lg KW .
n
n
1
1
Если n = 2: pH  lg K S0  lg a Me2   lg K W .
2
2
Образование гидроксида металла в виде твёрдой фазы происходит после того, как рН достигнет определённого значения, которое называют рН образования гидроксида металла. Для экспериментального определения этой величины используют метод потенциометрического титрования раствора соли щёлочью. После каждого добавления щёлочи измеряют рН раствора на рНметре. Вначале обычно наблюдается постепенное увеличение рН до тех пор, пока не будет достигнута концентрация, соответствующая образованию малорастворимого гидроксида металла.
Затем на кривой титрования появляется горизонтальный участок, так как добавляемая щёлочь расходуется на осаждение новых порций гидроксида металла, и продолжается до тех пор, пока все
ионы металла в растворе не будут связаны с гидроксид-ионами.
Следовательно: pH 




Последовательность выполнения работы
1. Подготовка рН-метра к работе.
Изучить инструкцию по работе с рН-метром.
Включить рН-метр в сеть переменного тока.
Установить переключатель в положение «рН».
Настроить рН-метр по буферным растворам.
14

По окончании работы электроды для измерения рН должны оставаться погруженными в дистиллированную воду или в 0,1 M раствор хлороводородной кислоты.
2. Определение рН образования осадка малорастворимого гидроксида методом потенциометрического титрования.
 Заполнить бюретку 1 М раствором гидроксида натрия.
 Налить в стакан на 50 см3 раствор выбранной соли (25 см3), погрузить в него магнит и установить стакан на магнитную мешалку.
 Погрузить в стакан электроды рН-метра, следить, чтобы шарик стеклянного электрода полностью находился в жидкости.
 Включить мешалку. Отрегулировать скорость вращения магнита так, чтобы обеспечить интенсивное перемешивание раствора. При этом шарик стеклянного электрода должен находиться в
растворе.
 Определить рН раствора соли с помощью нажатия кнопки рН на передней панели рН-метра.
 Из бюретки при непрерывном переменном перемешивании магнитной мешалкой добавлять в
стакан по 0,1 см3 раствора щёлочи, измеряя при этом рН раствора. На время измерения можно
выключать магнитную мешалку, если она создаёт помехи при измерении рН.
 В начальный и конечный период титрования раствор щелочи добавлять малыми порциями; рН
раствора измерять после добавления каждой новой порции щелочи.
 Титрование провести дважды.
 После окончания титрования слить оттитрованный раствор из стакана, промыть электроды,
магнит и бюретку, погрузить электроды в дистиллированную воду или в 0,1 M раствор HCI.
Форма отчёта и расчёты
1. Построить кривую титрования раствора соли металла щёлочью в координатах pH= f(Vщ).
Горизонтальная площадка кривой а-б соответствует рН образования гидроксида металла.
Примерный ход кривой потенциометрического титрования соли
металла щёлочью
2. Из найденного по графику значения рН образования осадка рассчитать концентрацию
[H3О+] и [OH–]:
рН = – lg [H3О+] =
[OH  ] 
KW
[ H 3О  ]
3. По уравнению реакции образования малорастворимого гидроксида
Ме2+ + 2ОН– = Ме(ОН)2
рассчитать концентрацию ионов Ме2+, перешедших в осадок. Для этого необходимо определить
количество щёлочи, пошедшей на образование осадка (объём щелочи определяется отрезком в-г
на оси абсцисс титрования).
15
4. Рассчитать равновесную концентрацию ионов Ме2+ (моль/дм3) как разность между их
исходной концентрацией и концентрацией ионов Ме2+, вступивших в реакцию (перешедших в
осадок).
5. Зная анион, входящий в состав соли, и концентрацию ионов металла, рассчитать ионную
силу раствора, средний коэффициент активности и сравнить его со справочными данными.
6. Вычислить произведение растворимости:
а) из рассчитанных равновесных концентраций [OH-] и [Me2+] по формуле:
KS = [Меⁿ+] [OH–]ⁿ =
б) по полученным значениям рН образования гидроксида и активности металла по уравнению:
pH 
1
1
lg K S0  lg a Me2   lg K W .
2
2
Объяснить различия в получении данных с точки зрения термодинамики растворов. Сравнить полученные данные со справочным значением константы растворимости.
7. По значению произведения растворимости малорастворимого гидроксида вычислить его
растворимость (S) если учесть, что в насыщенном растворе малорастворимого вещества существует равновесие между веществом в растворе и тем же веществом в осадке:
АmBn (т) ↔ mAⁿ+ + и Вm-
S  m n
KS
=
mmnn
Растворимость
Константа
растворимости
(экспериментальное
значение)
Константа растворимости
(теоретическое значение)
Средний коэффициент активности
Ионная сила раствора
в равновесии
в осадке
Концентрация катионов металла
Ме2+ (моль/дм3)
в исходном растворе
рН образовавшегося гидроксида
рН раствора соли
Объем щёлочи, пошедший на
образование гидроксида
Концентрация соли, моль/дм3
Соль
8. Полученные экспериментальные и расчетные данные занести в таблицу.
Таблица – Экспериментальные данные, результаты расчета растворимости и произведения растворимости малорастворимого электролита
16
Часть 2. Определение растворимости и произведения растворимости малорастворимого
электролита методом кондуктометрии
В случае малорастворимой соли ее растворимость (моль/дм3) можно рассчитать, измерив
электропроводность насыщенного раствора такой соли, по уравнению:
S
1000  соли

.
Молярная электрическая проводимость такого раствора (λ) практически равна молярной
проводимости при бесконечном разведении (λ0), вследствие малой концентрации электролита в
растворе. Величину λ0 можно рассчитать по формуле 0  0  0 , взяв значения 0 и 0 из справочника.
Вместо удельной электрической проводимости соли (χсоли) используют разность
𝜒раствора − 𝜒𝐻2 𝑂 ,
так как проводимость воды и раствора в этом случае соизмеримы. Таким образом, определив величину λ0 и удельные электрические проводимости воды и раствора исследуемой соли, можно
вычислить растворимость по уравнению:
1000(  раствора   Н 2О )
.
S
(0  0 )
Зная растворимость соли, определяют ее произведение растворимости (KS), т.е. константу
равновесия гетерогенной реакции растворения малорастворимой соли:
Мe x Ay  xMen (aq)  yAn (aq) .
x
a Ay . Если в растворе отсутствуют
Константа растворимости в этом случае равна: K S  a Me
электролиты, содержащие ионы исследуемой соли и практически полностью отсутствуют другие
электролиты, то, учитывая малую растворимость соли, можно перейти от активностей компоненx
С Ay . Исходя из уравнения гетерогенной реакции растворения
тов к их концентрациям: K S  С Me
малорастворимой соли, концентрация катионов и анионов соответственно равна: СМе = хS, СА = уS.
x y
xy .
Тогда: K S  ( xS)( yS )  S
Таким образом, произведение растворимости малорастворимой соли определяется концентрацией насыщенного раствора этой соли (растворимостью) и числом ее ионов в растворе.
Последовательность выполнения работы
1. Определить константу прибора (φ) (см. работу №1).
2. Определить удельную электропроводность воды и насыщенного раствора соли (L).
Поместить в сосуд для кондуктометрических измерений 20 см3 бидистиллированной воды
и измерить ее электропроводность.
Слегка взболтать насыщенный раствор соли. 20 см3 мутного, но без осадка раствора перенести в измерительный сосуд. Дождаться осветления раствора, измерить его электропроводность.
Форма отчета и расчеты
1. Рассчитать удельную электропроводность воды (См·см–1) и насыщенного раствора соли
(См·см–1) по формулам:
𝜒𝐻2 𝑂 = 𝜑 ∙ 𝐿𝐻2 𝑂 ∙ 10−3 =
𝜒раствора = 𝜑 ∙ 𝐿раствора ∙ 10−3 =
2. Рассчитать растворимость (моль/дм3) и произведение растворимости соли:
1000 ∙ ( 𝜒раствора − 𝜒𝐻2 𝑂 )
𝑆=
=
(𝜆0+ + 𝜆0+ )
𝐾S = 𝑆 𝑥+𝑦 ∙ 𝑥 ∙ 𝑦 =
17
Полученный результат сопоставить со справочным значением константы растворимости
исследуемой соли.
3. Полученные расчетные и экспериментальные данные занести в таблицу.
Таблица – Экспериментальные данные, результаты расчета электрической проводимости, растворимости и произведения растворимости малорастворимой соли
Объект
исследования
L,
См
χ,
См·см–1
 соли   раств ора   н О ,
См·см–1
λ0,
См∙см2/моль
S,
моль/дм3
-
-
-
2
Вода
Раствор
соли
КS
КS
теор.
значение
эксперим.
значение
-
-
Таблицы физико-химических данных
Константы растворимости малорастворимых веществ при 25 °С
Вещество
Вещество
K S0
K S0
СаSO4
Сu(ОН)2
2,210-20
2,510-5
CaCO3
Ni(OH)2
2,010-15
3,810-9
BaSO4
Mg(OH)2
6,010-10
1,110-10
BaCO3
Zn(OH)2
1,210-17
4,010-10
Значения коэффициентов активности ионов,
рассчитанные согласно предельному уравнению Дебая-Хюккеля
Ионная сила
Коэффициент активности при заряде иона
1
2
3
0,0001
0,988
0,954
0,900
0,0005
0,974
0,900
0,789
0,001
0,963
0,862
0,715
0,002
0,949
0,810
0,623
0,003
0,938
0,773
0,560
0,004
0,928
0,743
0,512
0,005
0,920
0,717
0,473
0,006
0,913
0,695
0,440
0,007
0,906
0,675
0,412
0,008
0,900
0,656
0,388
0,009
0,894
0,640
0,366
0,01
0,889
0,625
0,347
Предельная молярная электрическая проводимость
некоторых катионов ( 0 ) и анионов ( 0 ) в водных растворах при 25 °С
Катион
Анион
0 , См∙см2/моль
0 , См∙см2/моль
H+(H3O+)
Са2+
Ва2+
Мg2+
349,8
119,2
127,2
106,1
OH–
СО32–
SO42–
198,3
138,6
159,6
18
Лабораторная работа №4
Построение диаграмм состояния бинарных систем
Цель: изучить методику проведения термического анализа и построения по экспериментальным данным диаграмм состояния бинарных систем
Методика выполнения работы по термическому анализу двухкомпонентных систем
Для построения диаграммы состояния двухкомпонентной системы методом термического
анализа необходимо построить кривые охлаждения, как чистых компонентов, так и их смесей в
различных соотношениях. Каждую смесь необходимо нагреть до температуры на несколько градусов превышающей температуру полного плавления смеси, чтобы исследуемая система находилась в виде расплава. Далее необходимо провести постепенное охлаждение смеси с фиксированием значения температуры через определенные интервалы времени.
По полученным экспериментальным данным строят кривые охлаждения – графики зависимости температуры от времени охлаждения. Проводят анализ кривых охлаждения и по перегибам
и температурным остановкам на графиках определяют температуру фазовых переходов для исследуемых смесей.
На основании полученных данных строят диаграмму состояния в координатах температура
– состав, проводят ее анализ, при этом необходимо определить смысл всех полей, линий и точек
на диаграмме, определить тип равновесия между тремя фазами (инвариантное состояние)
Диаграммы дают возможность определять, какую структуру будут иметь медленно охлажденные сплавы, а также решать вопросы термической обработки, выясняя возможно ли при ее
выполнении изменение микроструктуры. А поскольку технологические и эксплуатационные свойства сплавов тесно связаны с их микроструктурой, то для практического металловедения диаграммы играют очень большую роль.
Рассмотрим построение диаграммы на конкретном примере. Пусть имеется сплав, состоящий из двух компонентов А и В, которые неограниченно растворимы в жидком состоянии, но
в твердом взаимно не растворимы и не образуют друг с другом химических соединений. Из этих
двух компонентов создана серия сплавов различного химического состава и для них получены
критические температуры начала t1 и конца t2 кристаллизации (табл.).
По данным таблицы строятся кривые охлаждения каждого сплава (рис.). Верхние точки
кривых (1,1') соответствуют температурам начала затвердевания сплавов и называются температурами ликвидуса. Нижние точки (2,2') соответствуют температурам конца затвердевания и носят
название температур солидуса.
Таблица – Температуры начала и конца кристаллизации сплавов
Температура кристаллизации, °С
Номер сплава
Состав сплава
начала t1
конца t2
I
100 % А
350
350
II
90 % А + 10 % В
325
170
III
70 % А + 30 % В
240
170
IV
60 % А + 40 % В
170
170
V
40 % А + 60 % В
300
170
VI
10 % А + 90 % В
420
170
VII
100 % В
450
450
При построении диаграммы состояния сплавов на планшет в координатах «температура –
концентрация» наносятся значения критических температур для каждого исследуемого сплава
(рис.). Затем, соединяя точки начала кристаллизации, получают линию ликвидус (СДЕ), а при соединении точек конца кристаллизации – линию солидус (FДК). Таким образом, линии ликвидус и
солидус представляют собой семейство точек, соответствующих началу и концу кристаллизации
многочисленных сплавов с различным содержанием компонентов. Выше температур, образующих
19
линию ликвидус, все сплавы данной системы находятся в жидком состоянии, а ниже линии солидус – в твердом. При температурах между этими линиями сплавы находятся в полужидком состоянии, т.е. в жидком расплаве находятся твердые фазы.
Следовательно, диаграмма показывает состояние сплава при любом соотношении содержания компонентов А и В и при любой температуре.
Рисунок 1 – Порядок построения диаграммы состояния: а – кривые охлаждения сплавов; б – диаграмма состояния двухкомпонентного сплава
Практические задания по построению диаграмм состояния
1. По данным температур ликвидуса и содержания компонентов построить диаграмму состояния бинарного сплава. Охарактеризовать диаграмму состояния.
№
Система
Молярное содержание
Температура ликвидуса, К
п/п
компонента В
1
Al-Si
100
1693
80
1593
60
1219
20
950
10
845
0
932
2
Si-As
100
1363
80
1217
60
1343
48
1356
43
1340
38
1346
30
1450
15
1600
0
1693
20
3
Cd-Bi
4
Be-Si
5
Ag-Si
100
80
60
45
20
0
100
80
60
35
15
0
100
80
60
40
16
0
544
513
443
417
575
594
1693
1603
1543
1363
1473
1560
1693
1613
1563
1473
1103
1223
2. Построить диаграмму плавкости системы о-динитробензол (А) − n-динитробензол (В) на основании следующих данных
А, масс. %
100
В, масс. %
0
Темп-ра начала
117
кристаллизации,°С
90
10
107
80
20
104
70
30
112
40
60
146
20
80
161
0
100
174
Температура эвтектического превращения 104 °С,
состав эвтектики – 20 % (масс.) n-динитробензола.
Постройте кривые охлаждения для систем, содержащих 10, 20 и 60% (мас.) n-динитробензола.
21
8 семестр
Модуль 3 (12 часов)
Химическая кинетика и катализ
Теоретические вопросы
1. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Константа скорости.
Порядок реакции.
2. Порядок реакции и молекулярность. Методы определения порядка реакции.
3. Реакции различных порядков. Кинетика простых необратимых гомогенных реакций нулевого,
первого и второго порядка. Уравнения для расчета констант реакций нулевого, первого и второго порядка. Время полупревращения.
4. Кинетика сложных реакций. Постулат о независимости реакций. Особенности кинетики гетерогенных реакций.
5. Влияние температуры на скорость химической реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации и методы ее определения.
6. Теории химической кинетики. Теория активных столкновений. Теория активного комплекса.
7. Фотохимические реакции. Механизм фотохимических реакций. Законы фотохимии.
8. Цепные реакции. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Кинетика цепных реакций. Ингибиторы цепных реакций.
9. Катализ. Особенности и классификация каталитических процессов. Носители и промоторы.
Отравление катализаторов. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Ферментативный катализ.
Задачи
1. При изучении кинетики гидролиза сахарозы были получены следующие данные:
t, мин
0
30
90
130
180
3
С(С12Н22О11), моль/дм
0,500
0,451
0,363
0,315
0,267
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
2. При изучении кинетики разложения бромистого нитрозила получены следующие данные:
t, с
0
6
12
18
24
3
С(NOBr), моль/дм
0,0286
0,0253
0,0229
0,0208
0,0190
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
3. Оксид азота (V) разлагается по уравнению: 2N2O5(г) = 4NO2(г) + О2(г). При изучении кинетики его разложения получены следующие данные:
t, мин
0
1
2
3
4
5
С(N2O5), моль/дм3
1,000 0,705
0,497
0,349
0,246
0,173
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
4. При изучении гомогенно-каталитического разложения перекиси водорода получены
следующие данные:
t, с
0
5,00
8,40
12,84
19,50 31,08 39,30
3
С(Н2О2), моль/дм
0,350 0,227 0,160
0,110
0,061 0,025 0,0114
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
5. Распад оксида азота (I) N2O → N2 + O при 900 °С характеризуется данными, приведенными в
таблице:
Время, с
900
1800 3180 3900 4800
6000 7200
Степень превращения, %
16,5
32
50
57
65
73
78
Определите порядок реакции, среднее значение константы скорости и период полупревращения.
6. Взаимодействия циклогексиламина с бромистым аллилом C6H11NH2 + C3H5Br →
C6H11NHC3H5 + HBr при 100 °С в бензольной среде характеризуется данными, приведенными в таблице:
22
t, мин
4
12
16
Степень превращения, %
26,31
59,43
66,25
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
7. При гидролизе пропилацетате CH3COOC3H7 были получены следующие данные:
Время от начала реакции, мин
60
350
Степень превращения, %
18,17
69,12
Определите порядок реакции, константу скорости и период полупревращения.
8. Реакция первого порядка протекает на 30% за 7 минут. Через какое время реакция завершится на 99%?
9. Разложение N2O5 является реакцией первого порядка, константа скорости которой равна
0,002 мин-1 при 3000С. Определите (в %), сколько разложится N2O5 за 2 часа.
10. В некоторой реакции первого порядка половина вещества распадается за 1000 с.
Сколько времени необходимо для разложения 90% первоначального количества вещества?
11. Пользуясь дифференциальным методом Вант-Гоффа определите порядок реакции полимеризации циановой кислоты в циануровую 3HOCN(г) → (HOCN)3(тв), если в первом опыте
давление HOCN снизилось за 23 часа с 188,84 до 153,46 мм рт ст, а во втором опыте при той же
температуре за 20 часов с 79,07 до 76,81 мм рт ст.
Лабораторная работа №1
Изучение кинетики реакции разложения мочевины в водных растворах
по величине электропроводности
Цель: определить величину константы скорости и энергию активации реакции разложения
мочевины в водном растворе
Задачи работы
1. Получить зависимости электропроводности раствора от времени протекания реакции при
заданных температурах
2. Определить значения констант скорости разложения мочевины в водном растворе при
заданных температурах
3. Рассчитать энергию активации данной реакции графическим способом по экспериментальным данным, полученным при заданных температурах
Приборы и реактивы
Учебно-лабораторный комплекс «Общая химия» в комплектации: центральный контроллер
или ПК; модуль «Термостат» в комплекте со стаканчиком (на 150 см3), мешалкой, кондуктометрическим датчиком и датчиком температуры; весы; мочевина (тв.); дистиллированная вода
Обоснование работы
Результатом многочисленных исследований этой реакции указывают на то, что первым
этапом разложения мочевины в водных растворах является ее изомеризация – превращении в ционат аммония с последующим переходом из ционата в карбонат и далее – в аммиак и углекислоту:
CO(NO2)2 ↔ NH4CNO
NH4CNO → (NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2 + H2O
Реакция превращения цианата в карбонат протекает практически необратимо. Такого рода
разложение с заметной скоростью проходит лишь в водных раствора и при повышенных температурах (50 °С и более), причем протекает по мономолекулярному механизму. В ходе реакции водный раствор органического вещества CO(NO2)2 с ковалентными связями превращается в раствор,
диссоциирующей на ионы соли NH4CNO, поэтому электропроводность его со временем растет.
Это дает возможность измерять скорость реакции, так как приращение электропроводности можно
считать пропорциональным концентрации конечного продукта. Влиянием присутствия переменного количества мочевины можно пренебречь.
23
Исследуемая реакция является реакцией первого порядка. Принимаем, что увеличение
электропроводности во времени пропорционально количеству образовавшегося карбоната или количеству прореагировавшей мочевины. Обозначим: L0 – электропроводность раствора в момент
начала реакции; Lt – электропроводность в данный момент времени t; L∞ – электропроводность,
соответствующая последнему измерению, когда процесс разложения мочевины полностью закончен.
Тогда, С0 = const(L∞ –L0), (C0 – x) = const(L∞ –L0) – const(Lt –L0).
Таким образом, расчеты можно проводить по уравнению:
1 ( L  LO )
.
k1  ln 
t ( L  Lt )
Величину L0 непосредственно экспериментально определить не удается, т.к. от начала реакции до первого измерения проходит некоторое время. Поэтому величину L0 находят экстраполяцией, для чего строят график в координатах ln(L∞–Lt ) – t, и затем вычисляют L0.
Вычислив константу скорости для каждого момента времени, определяют ее среднее значение и сравнивают с величиной k, полученной графическим путем по тангенсу угла наклона прямой к оси t на графике ln(L∞–Lt ) – t.
По двум константам скорости, определенным при двух температурах в одинаковых условиях, по уравнению Аррениуса рассчитывают величину энергии активации для данной реакции.
Порядок выполнения работы
1. Термостат наполняют дистиллированной водой (примерно 100 см3), в него устанавливают стаканчик со 100 см3 дистиллированной воды (уровень воды в термостате должен быть выше
уровня рабочего раствора в стаканчике). Термостат закрывают крышкой и устанавливают кондуктометрический датчик для измерения электропроводности и термодатчик. Электроды в стакане
устанавливают так, чтобы они были ниже уровня раствора на 0,5–1 см. В стакан опускаются якорь
магнитной мешалки. В отверстие крышки вставляются специальную пробирку, с предварительно
насыпанной навеской мочевины (1 г).
Электроды для измерения электропроводности подключаются к разъемам модуля, обозначенным как I и R модуля «Термостат». Измерение температуры раствора контролируется датчиком температуры, который подключаются к измерительным каналам «Температура» 1 или 2 термостата.
Модуль «Термостат» соединяется с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключается к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включается в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном
режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» –
elsms2.exe).
2. Устанавливают термостат на поддержание требуемой температуры (50, 60 или 70 °С).
Обеспечивают постоянное перемешивание раствора в стаканчике и, когда температура в нем устанавливается на нужном уровне (с точностью до одного градуса), проводят растворение мочевины.
3. Через 1 минуту после начала растворения мочевины выключают перемешивание и начинают измерять электропроводность (этот момент берут за момент начала реакции). Проводят измерение электропроводности раствора L в течение 30 минут с интервалом в три минуты.
4. Чтобы довести реакцию практически до конца и определить значение L∞, температуру в
термостате поднимают до 950С и выдерживают раствор в течение 1-го часа. Затем охлаждают раствор до первоначальной температуры и определяют его электропроводность L∞.
5. Проводят повторное растворение мочевины и измерение электропроводности раствора
при другой температуре.
6. Определяют константы скорости реакции при двух температурах, находят энергию активации. Все экспериментальные и расчетные данные заносят в таблицу.
24
1 ( L  LO )
k1  ln 
t ( L  Lt )
kср, мин–1
ln(L∞ – Lt )
L∞ – Lt
Электропроводность (Lt)
Время
от начала реакции (t),
мин
Номер
измерения
Таблица – Изменение электропроводности во времени и расчет констант скорости разложения мочевины при разных температурах
Т1 =
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
3
6
9
12
15
18
21
24
27
39
Т2 =
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
ЕА 
3
6
9
12
15
18
21
24
27
39
RT2T1 kT2
ln

T2  T1 kT1
Вывод:
Т1 =
Т2 =
; k=
; k=
;
; ЕА =
Лабораторная работа №2
Определение порядка реакции (на примере реакции взаимодействия карбоната кальция с
хлороводородной кислотой)
Цель: определить порядок реакции взаимодействия карбоната кальция с хлороводородной
кислотой.
Задачи работы
1. Получить зависимость электропроводности раствора от времени протекания реакции.
2. Определить порядок реакции.
25
Приборы и реактивы
Учебно-лабораторный комплекс «Общая химия» в комплектации: центральный контроллер
или ПК; модуль «Термостат» в комплекте со стаканчиком (100 см3), крышкой, термодатчиком,
кондуктометрическим датчиком и мешалкой; весы; 0,005 М раствор хлороводородной кислоты;
сухой порошок мрамора; дистиллированная вода.
Обоснование работы
Взаимодействие карбоната кальция с хлороводородной кислотой протекает следующим образом:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑,
CaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ca2+ +2Cl– + H2O + CO2↑.
По ионно-молекулярному уравнению видно, что при протекании реакции происходит
уменьшение числа образующихся ионов, и как следствие этого, при протекании реакции общая
электропроводность раствора уменьшается. В связи с этим возможно определение кинетических
характеристик по изменению электропроводности.
Так как реакция является гетерогенной – взаимодействие между твердым карбонатом и
раствором кислоты проходит только на поверхности границы раздела фаз. Поэтому скорость реакции определяется удельной поверхностью твердого тела (дисперсностью порошка). Кинетическое уравнение гетерогенной реакции можно записать в виде:
n
V  kCHC
1.
Оценку порядка реакции n можно провести, предполагая, что данная реакция может быть
нулевого, первого или второго порядка, причем необходимо построить графики зависимости в координатах: Y–t (для нулевого порядка), lgY–t (для первого порядка), 1/Y–t (для второго порядка),
где Y=λ–λconst, λ– текущая электропроводности раствора; λconst – значение электропроводности раствора не меняющееся во времени после проведения реакции; t – время протекания реакции.
Из графической зависимости определяют порядок реакции. Критерием выбора в данном
случае является наилучшее соответствие линейной зависимости в соответствующих координатах.
Порядок выполнения работы
1. Термостат наполняют дистиллированной водой (примерно 100 см3), в него устанавливают стаканчик со 50 см3 0,005 М раствора хлороводородной кислоты (уровень воды в термостате
должен быть выше уровня рабочего раствора в стаканчике). Термостат закрывают крышкой и
устанавливают кондуктометрический датчик для измерения электропроводности и термодатчик.
Электроды в стакане устанавливают так, чтобы они были ниже уровня раствора на 0,5–1 см. В
стакан опускаются якорь магнитной мешалки. В отверстие крышки вставляются специальную
пробирку, с предварительно насыпанной навеской порошка мрамора (0,2 г).
Электроды для измерения электропроводности подключаются к разъемам модуля, обозначенным как I и R модуля «Термостат». Измерение температуры раствора контролируется датчиком температуры, который подключаются к измерительным каналам «Температура» 1 или 2 термостата.
Модуль «Термостат» соединяется с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключается к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включается в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном
режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» –
elsms2.exe).
2. Устанавливают термостат на поддержание требуемой температуры (50, 60 или 70 °С).
Обеспечивают постоянное перемешивание раствора в стаканчике и, когда температура в нем устанавливается на нужном уровне (с точностью до одного градуса), проводят растворение карбоната
кальция.
3. Не выключая перемешивание, начинают измерять электропроводность. Проводят измерение электропроводности раствора L с интервалом в 20 секунд до тех пор, пока значение элек26
тропроводности не станет постоянны. При построении графиков необходимо учитывать это значение, отнимая его от экспериментальных значений электропроводности.
4. Строят графики зависимости в координатах: Y–t (для нулевого порядка), lgY–t (для первого порядка), 1/Y–t (для второго порядка), где Y=L–Lconst, L – текущая электропроводности раствора; Lconst – значение электропроводности раствора не меняющееся во времени после проведения
реакции; t – время протекания реакции. Определяют порядок реакции.
Таблица – Изменение электропроводности во времени и расчетные данные для построения графиков с целью определения порядка реакции
Номер
Время
Электропро- Y = Lt – Lconst
lgY
1/Y
измерения от начала ре- водность (Lt)
акции (t), с
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
20
40
60
80
100
120
140
160
180
200
Вывод:
Лабораторная работа №3
Изучение скорости разложения пероксида водорода газометрическим методом
Применение пероксида водорода во многих технологических процессах, медицине, биологических системах и других областях основывается на её окислительных свойствах.
Наиболее характерный для пероксида водорода экзотермический распад в кислой среде
может быть представлен уравнением: Н2О2 →Н2О + ½О2. Данный процесс идёт со значительной
скоростью в присутствии веществ, способных окисляться выделяющимся кислородом. Катализаторами здесь могут быть ионы Fe2+, Fe3+, Сг2O72–, СгО42–, WO42–, МоO42–, смешанные катализаторы: СuSO4+МоО42–, СuSO4 + NiSO4 и многие другие. При соответствующем подборе условий реакция может протекать по первому или близкому к первому порядку. За ходом реакции наблюдают по измерениям объема выделившегося кислорода через различные промежутки времени от
начала реакции (газометрический метод). Поскольку все реактивы находятся в водном растворе
(одна фаза), эти реакции могут служить примером гомогенной каталитической реакции.
Цель работы: определить кинетические параметры реакции – скорость реакции, константу
скорости реакции, период полупревращения и энергию активации.
Оборудование и реактивы
Газометр (в сборке), кристаллизатор; термометр на 50 °С; 3 % раствор Н2О2; 0,05 М
К2Cr2O7 – катализатор.
27



Последовательность выполнения работы
1. Подготовка газометра к работе.
Наполнить газометр (рисунок 1) водой так, чтобы в градуированном цилиндре 2 её уровень
находился бы на нулевом делении. Уравнительный цилиндр 3 при этом должен быть почти пустым. В обоих цилиндрах вода должна остановиться на одинаковом уровне (по закону сообщающихся сосудов). Работу проводят при открытом на атмосферу кране 6.
Проверить прибор на герметичность. Для этого плотно вставить пробку 5 в реакционный сосуд
1. Кран 6 закрыть, соединив, таким образом, реакционный сосуд с градуированным цилиндром
2 и опустить уравнительный цилиндр 3 на 15 - 20 см ниже его первоначального положения.
При опускании уравнительного цилиндра 3 уровень воды в градуированном цилиндре 2 несколько понизится. Если через 1-2 минуты дальнейшего понижения не будет, прибор герметичен. Если не герметичен, надо выявить причину и устранить её – проверить надежность всех
соединений или заменить прибор.
После проверки герметичности прибора, уравнительный цилиндр 3 поднять в первоначальное
положение, отсоединить реакционный сосуд и установить уровень воды в градуированном цилиндре 2 на нулевом делении.
6
5
Рисунок 1 – Газометр:
1 – реакционный сосуд;
2 – градуированный цилиндр;
3 – уравнительный цилиндр;
4 – термостат;
5 – резиновая пробка;
6 – кран
2. Определение кинетических параметров реакции
 Настроить на заданную температуру термостат (Т1), роль которого выполняет химический стакан 4.
 Реакционный сосуд 1, наполненный раствором катализатора, поместить в термостат.
 После термостатирования в сосуд 1 влить определенный объем пероксида водорода известной
концентрации, раствор тщательно перемешать и сосуд закрыть пробкой 5 при открытом на атмосферу кране 6.
 Переключением крана 6 соединить сосуд 1 и бюретку 2 и включить секундомер. Каждое следующее измерение объема в момент t производить при одинаковых уровнях жидкости в бюретке и уравнительном сосуде. Измерения проводить через 1 минуту в течение 6 минут. Полученные данные занести в таблицу.
 Аналогичным образом исследовать скорость разложения пероксида водорода при изменении
температуры (Т2; Т1<Т2) проведения опыта. Данные также занести в таблицу 2.
Форма отчета и расчеты
1. Полученные экспериментальные данные занести в таблицу.
2. По экспериментальным данным рассчитать кинетические параметры.
V
а) Скорость реакции рассчитать по формуле:   t . Данные занести в таблицу.
t
б) Рассчитать теоретический объем кислорода (V), выделившийся при полном разложении
пероксида водорода объемом 5 см3 с массовой долей 3% и плотностью 1,0102 г/см3
28
Кат
2H2О2
→ 2Н2О + O2
Для расчета используем формулы: m = ρ · V; w(в-ва) =
;n=
; V = n· Vm
Вычисляем массу и количество вещества пероксида водорода (M(Н2О2) = 34 г/моль):
mр-ра(Н2О2) = ρр-ра(Н2О2) · Vр-ра(Н2О2) =
m(Н2О2) = mр-ра(Н2О2) · w(Н2О2) =
m( H 2 O2 )

M ( H 2 O2 )
n( H 2 O2 ) 
Определяем химическое количество и объем получившегося кислорода (Vm=22,4 дм3/моль):
n(O2) = ½n(Н2О2) =
V∞(O2) = n(O2) · Vm =
в) Зная теоретический объем кислорода (V), выделившийся при полном разложении пероксида водорода найти разницу между этой величиной и объемом кислорода, выделившемся в
момент времени t. Данные занести в таблицу.
г) Период полупревращения для реакции первого порядка рассчитать по формуле:
t1 / 2 
0,639
=
kT1
t1 / 2 
0,639
=
kT2
д) Рассчитать энергию активации по ниже приведенной формуле и полученное значение
занести в таблицу.
ЕА 
RT2T1 kT2
ln

T2  T1 kT1
V
2,3
lg
t
V  Vt
Период
полупревращения (t1/2),
мин
Энергия
активации
(ЕА), кДж
k
kср, мин–1
V∞ – Vt
Скорость
реакции (υt),
см3/мин
Объем выделившегося
кислорода
Vt, см3
Время
от начала реакции (t)
Номер
измерения
Табица – Сводные результаты по изучению зависимости скорости реакции от температуры
Т1 =
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
Т2 =
Вывод: Т1 =
Т2 =
;υ=
;υ=
;k=
;k=
; t1/2 =
; t1/2 =
ЕА =
29
Модуль 4 (12 часов)
Электрохимия
Теоретические вопросы
1. Гальванический элемент. Схема записи гальванического элемента. Электродные реакции
и расчет ЭДС цепи. Скачки потенциала в пределах гальванического элемента. Абсолютный и стандартный электродные потенциалы.
2. Термодинамика электродных равновесий. Расчет термодинамических величин.
3. Зависимость величины ЭДС от температуры и активности ионов в растворе (уравнение
Нернста).
4. Классификация электродов. Электроды нулевого, первого, второго и третьего рода, газовые электроды, ионоселективные электроды.
5. Классификация электрохимических цепей. Химические и концентрационные цепи.
6. Потенциометрия. Понятие об индикаторных электродах и электродах сравнения. Определение рН раствора с помощью рН-метра.
7. Электролиз. Законы Фарадея. Выход вещества по току. Поляризация и перенапряжение.
Стадийность в электрохимических процессах.
8. Основные характеристики коррозионных процессов. Типы коррозионных процессов. Химическая и электрохимическая коррозия. Скорость коррозии, массовый и глубинный показатели коррозии. Коррозия при контакте двух металлов. Основные методы защиты от
коррозии.
Задачи
1. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из:
1) магниевой и железной пластинок, погруженных в 0,1 М раствор MgSO4 и 1 М раствор
FeSO4 соответственно. Определить напряжение (ЭДС) данного гальванического элемента, используя величины стандартных электродных потенциалов. Записать уравнения электродных процессов
и суммарную токообразующую реакцию.
2) алюминиевого и хромового электродов, погруженных в 0,001 М раствор AlCl3 и 1 М раствор CrCl3. Записать электрохимические уравнения процессов, происходящих на электродах при
работе этого гальванического элемента. Определить его напряжение (ЭДС), используя величины
стандартных электродных потенциалов.
3) водородного электрода, погруженного в 0,01 М раствор Н2SO4 и кобальтового электрода,
погруженного в 1 М раствор СоSO4. Записать электрохимические уравнения процессов, происходящих на электродах, при работе данного гальванического элемента. Определить его напряжение
(ЭДС).
4) магниевого электрода, погруженного в 0,1 М раствор MgSO4 и кадмиевой пластинки,
помещенной в 0,01 М раствор СdSO4. Записать уравнения электродных процессов. Определить
напряжение (ЭДС) гальванического элемента.
5) никелевого электрода, погруженного в 0,001 М раствор NiSO4, и медного электрода, помещенного в 0,01 М раствор CuSO4. Написать уравнения электродных процессов. Определить
напряжение (ЭДС) гальванического элемента.
6) никелевого электрода, погруженного в 1,0 М раствор NiSO4, и медного электрода, помещенного в 0,1 М раствор CuSO4. Написать уравнения электродных процессов. Определить напряжение (ЭДС) гальванического элемента.
2. Составить схему гальванического элемента, в котором:
1) происходит реакция: Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag. Записать электрохимические уравнения процессов, происходящие на электродах при работе данного гальванического элемента.
Определить его стандартное напряжение (ЭДС), используя величины стандартных электродных
0
потенциалов, G298
и константу равновесия токообразующей реакции. Сделать вывод о направлении протекания реакции.
30
2) протекает токообразующая реакция: Мg + SnCl2 = MgCl2 + Sn. Написать уравнения электродных процессов. Определить стандартное напряжение (ЭДС) гальванического элемента, ис0
пользуя величины стандартных электродных потенциалов, G298
и константу равновесия токообразующей реакции. Сделать вывод о направлении протекания реакции.
3) протекает токообразующая реакция: Ni + 2AgNO3 = Ni(NO3)2 + 2Ag. Записать уравнения
электродных процессов. Определить стандартное напряжение гальванического элемента (ЭДС),
0
используя величины стандартных электродных потенциалов, G298
и константу равновесия токообразующей реакции. Сделать вывод о направлении протекания реакции.
4) протекает токообразующая реакция: Mg + CuSO4 = MgSO4 + Cu. Записать уравнения
электродных процессов. Определить стандартное напряжение (ЭДС) гальванического элемента,
0
используя величины стандартных электродных потенциалов, G298
и константу равновесия токообразующей реакции. Сделать вывод о направлении протекания реакции.
3. Важнейшими источниками поступления никеля в окружающую среду являются предприятия горнорудной промышленности, цветной металлургии, машиностроительные заводы. В
больших количествах соединения никеля выбрасываются в атмосферу при использовании в качестве горючего ископаемых углеводородных топливных материалов (мазута, каменного угля и т. д.)
Будет ли никель корродировать в дэаэрированной воде с рН=8 с образованием водорода и гидроксида никеля (II), константа растворимости которого при 25 °С составляет 1,610-14? Рассчитайте
0
 0,234 В.
ЭДС коррозионного микрогальванического элемента, если  Ni
2
/ Ni
4. Рассчитайте давление водорода, необходимое для подавления коррозии железа в растворе с активностью иона железа (II) a Fe 2 = 0,058 моль/дм3 и рН раствора равным 3. Приведите
уравнения протекающих процессов.
5. Возможна ли коррозия железа с выделением водорода в растворе с рН=3, в котором активность ионов железа (II) a Fe 2 = 10-3 моль/дм3? Приведите уравнения электродных процессов.
6. Морская вода обладает хорошей электрической проводимостью из-за содержания в ней
растворённых солей и газов. В ней содержится большое количество микроорганизмов, способствующих ускорению коррозии и обрастанию соприкасающихся с водой металлоконструкций.
Рассмотрите коррозию изделия из латуни (сплав Cu - Zn) в морской воде. Приведите уравнения
электродных процессов и схему коррозионного микрогальванического элемента. Какие вещества
являются продуктами коррозии?
7. Приблизительно 9% мирового производства никеля расходуется на получение гальванических покрытий. Никелевые покрытия обладают рядом свойств: высокой механической прочностью, стойкостью к воздействию щелочей, хорошо полируются, что позволяет использовать их в
оптике. Кроме того, никелевые покрытия сообщают стальным изделиям красивый внешний вид.
Запишите, какие процессы могут протекать в случае коррозии стального изделия, покрытого никелем в кислой и нейтральной средах. Какие вещества являются продуктами коррозии?
8. Магниевые сплавы (с Al, Zn, Mn) имеют высокую прочность, коррозионно стойки и
имеют малую плотность (на 20-30% легче алюминиевых и на 50-75% легче чугунных и стальных).
В силу этого они находят широкое применение в авиационной и аэрокосмической промышленности. При выплавке сплавов магния стараются максимально снизить содержание в их составе вредных примесей и, прежде всего, железа, никеля и меди. Объясните, какое влияние оказывают эти
металлы на коррозионную стойкость магния. Запишите уравнения процессов коррозии гальванической пары магний – никель в кислой и нейтральной среде.
9. Алюминий и медь находятся в контакте в кислой среде (Н+). Составить схему образовавшегося коррозионного гальванического элемента, используя величины стандартных электродных потенциалов металлов. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции
процесса коррозии. Рассчитать массовый и глубинный показатели коррозии, если алюминиевая
пластинка площадью 40 см2 за 2 час 20 минут потеряла в массе 6,8∙10–3 г. Плотность алюминия
равна 2,7 г/см3.
31
10. Составить схему коррозионного гальванического элемента, возникающего при контакте
железной пластинки площадью 10 см2 с медной в кислой среде (Н+), используя величины стандартных электродных потенциалов металлов. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии. Рассчитать объемный, массовый и глубинный показатели
коррозии, если за 2 часа в процессе коррозии выделилось 0,9 см3 газа (н.у.). Плотность железа
равна 7,9 г/см3.
11. Свинцовая пластинка, покрытая медью, находится в кислой среде (Н+). Составить схему
коррозионного гальванического элемента, образующегося при повреждении медного покрытия на
площади 20 см2, используя величины стандартных электродных потенциалов металлов. Написать
уравнения электродных процессов и суммарной реакции (в ионном виде) процесса коррозии. Вычислить объемный показатель коррозии, если за 2 час 10 минут в процессе коррозии выделилось
0,4 см3 газа (н.у.).
12. Составить схему коррозионного гальванического элемента, возникающего при контакте
железной пластинки с медной пластинкой в кислой среде (Н+), используя величины стандартных
электродных потенциалов металлов. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии. Рассчитать массовый и глубинный показатели коррозии, если железная
пластинка площадью 30 см2 за 1 час 30 минут потеряла в массе 4,5∙10–3 г. Плотность железа равна
7,9 г/см3.
Лабораторная работа № 1
Проверка уравнение Нернста на примере цинково-медного гальванического элемента
Цель работы: провести проверку уравнения Нернста на примере цинково-медного гальванического элемента.
Оборудование и реактивы: общелабораторный комплекс (электрохимическая ячейка с
электродами медным и цинковым), термодатчик; 0,1М и 1М растворы СuSO4; 0,1М и 1М растворы
ZnSO4; солевой мостик
Величина равновесного электродного потенциала зависит от природы электрода и электролита, от концентрации электролита и от температуры. Эта зависимость описывается уравнением
Нернста. Для обратимой электродной реакции: Ox + ze– = Red, уравнение Нернста будет выглядеть
следующим образом:
a
RT
Е  Е0 
ln Ox ,
zF aRe d
где R – универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, F - число Фарадея, z –
число электронов, участвующих в электрохимической реакции, аOx - активность окисленной формы вещества, аRed – активность восстановленной формы вещества, Е и Е0 – электродный потенциал и стандартный электродный потенциалы. Стандартный электродный потенциал равен электродному потенциалу при aOх=aRed=1.
Уравнение Нернста показывает зависимость ЭДС от температуры и состава раствора. Для
расчета величины ЭДС при температуре 298К, после подстановки в уравнение Нернста постоянных величин и переходя к десятичному логарифму получим:
0,059 aOx
.
ln
z
aRe d
Вывод уравнения для расчета ЭДС гальванического элемента рассмотрим на примере элемента Даниэля-Якоби: Zn|Zn2+||Сu2+|Сu.
Е  Е0 
На левом электроде протекает полуреакция:
Zn2+ + 2е– = Zn,
на правом электроде:
Сu2+ + 2е– = Сu.
32
Разность полуреакций, протекающих на правом и левом электродах дает суммарную (токообразующюю) окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в элементе:
Сu2+ + Zn = Сu + Zn2+.
Следовательно, уравнение Нернста для данного гальванического элемента записывается
RT aCu 2 
следующим образом: Е  Е 0 
.
ln
zF a Zn 2 
Таким образом, ЭДС данного элемента определяется активностью ионов меди и цинка,
температурой растворов и стандартными электродными потенциалами Zn|Zn2+ и Сu|Сu2+.
Последовательность выполнения работы
Собрать гальванический элемент: в стаканчик на 50 см3 налить 0,1 М раствор СuSO4, в него
погрузить медный электрод. В другой стаканчик на 50 см3 налить 0,1М раствор ZnSO4, в раствор
погрузить цинковый электрод. Растворы соединить солевым мостиком. Анод подключить к отрицательному входу общелабораторного модуля, а катод к положительному разъему.
Измерение ЭДС провести с помощью общелабораторного модуля.
Далее проводится опыт аналогичный предыдущему, но с другими значениями концентраций растворов (1М СuSO4 и 0,1М ZnSO4, 0,1М СuSO4 и 1М ZnSO4).
Форма отчета и расчеты
а) Измерить ЭДС гальванических элементов.
б) Выполнить расчет значения ЭДС цинково-медного гальванического элемента по уравнению Нернста:
RT аCu 2 
1. Е  Е 0 
ln

zF a Zn 2 
2. Е  Е 0 
RT аCu 2 
ln

zF a Zn 2 
3. Е  Е 0 
RT аCu 2 
ln

zF a Zn 2 
в). Оценить погрешность измерений:
1.  
2.  
3.  
Е теор.  Е практ.
Е теор.
Е теор.  Е практ.
Е теор.
Е теор.  Е практ.
Е теор.
 100 
 100 
 100 
Полученные экспериментальные данные и результаты расчетов занести в таблицу
№ опыта
Гальванический элемент
Епракт., В
Етеор., В
δ, %
1
Zn│Zn2+ (0,1М)║Cu2+(0,1)│Cu
2
Zn│Zn2+ (0,1М)║Cu2+(1,0)│Cu
3
Zn│Zn2+ (1,0М)║Cu2+(0,1)│Cu
Вывод:
33
Лабораторная работа №2
Определение концентрации бромид–ионов в растворе с помощью
бромидселективного электрода
Ионоселективные электроды (ИСЭ) – это класс электродов, обладающих избирательным
откликом на определенный ион, независимо от того, какие еще ионы присутствуют в растворе.
Специфичность ИСЭ определяется использованием в качестве мембраны электродоактивных веществ, в состав которых входит тот же элемент, концентрацию которого необходимо определить в
растворе. Так, при определении концентрации бромид-ионов используют бромидселективный
электрод, мембрана которого изготовлена из поликристаллической смеси AgBr – Ag2S. При практическом определении концентрации (активности) с помощью ИСЭ необходимо создать гальванический элемент, в который помимо ИСЭ входил бы электрод сравнения (как правило, это хлорсеребрянный электрод), а также регистрирующий прибор для измерения ЭДС (цифровой вольтметр)
(рисунок 1).
Рисунок 1 – Схема гальванического элемента: 1 – ионоселективный электрод; 2 – электрод сравнения; 3 – регистрирующий прибор; 4 – магнитная мешалка
ЭДС такого гальванического элемента зависит от активности определяемых ионов (аХ) и
может быть рассчитана по уравнению Нернста:
RT
Е  Е0 
lg a Х ,
zF
Более строгим уравнением, которое учитывает влияние мешающих ионов, является уравнение Никольского В.П.:
RT
Е  Е0 
lg( a Х  К Х / В  а В ) ,
zF
где аВ – активность мешающих ионов; КХ / В – коэффициент электродной селективности (количественная характеристика влияния мешающих ионов).
Помимо коэффициента селективности существует еще целый ряд аналитических характеристик, которые определяют качество ионоселективных электродов (предел обнаружения, нернстовская область чувствительности, область допустимых значений рН для функционирования
ИСЭ; устойчивость к действию окислительно-восстановительных сред и др.)
Предел обнаружения – это та концентрация определяемого иона, которая может быть
найдена с помощью данного ИСЭ (зависит от растворимости материала мембраны). Рассчивают
предел обнаружения с помощью, так называемого правила 18/z. Суть его в следующем: на графике
(рис. 5) отмечают точку, которая находится на расстоянии 18/z mВ (z – заряд определяемого иона)
на отрезке являющимся продолжением линейного участка градуировочного графика. Концентрация, отвечающая этой точке, и является пределом обнаружения. Для бромид-ионов эта точка
находится на расстоянии 18 mB т.к. z=1.
34
Рисунок 2 – Нахождение аналитических характеристик ионоселективного электрода
с помощью градуировочного графика
Нернстовская область чувствительности – оценивается интервалом концентраций (активностей), при которых ЭДС гальванического элемента линейно зависит от логарифма активности определяемых ионов (отрезок а–в на рисунок 2).
Цель работы: изучить метод ионометрии, построить градуировочный график и по нему
определить основные аналитические характеристики (предел обнаружения и область нернстовской чувствительности) ионселективного электродоа и концентрацию бромид-ионов в исследуемых растворах.
Оборудование и реактивы: ИСЭ; электрод сравнения; цифровой вольтметр; химический
стакан на 100 см3; магнит; магнитная мешалка; промывалка с дистиллированной водой; стандартные растворы бромида калия с молярными концентрациями СКВr = 10–1; СКВr = 10–2; СКВr = 10–3;
СКВr = 10–4; СКВr = 10–5; растворы бромида калия с неизвестными концентрациями СКВr = Х1;
СКВr=Х2.
Последовательность выполнения работы
1. Собрать установку как показано на схеме (рисунок 1).
2. Используя 5 стандартных растворов бромида калия построить градуировочный график. Для этого проделать следующие операции:
 включить цифровой вольтметр;
 налить в стакан (предварительно поместив в него магнит) до метки раствор (С КВr = 10–1
моль/дм3)
 подставить стакан с раствором под электроды, после чего поставить его на магнитную мешалку;
 включить магнитную мешалку;
 нажать кнопку «I» цифрового вольтметра;
 записать показания вольтметра;
 через 3 минуты произвести повторную запись показания вольтметра;
 повторять измерение до тех пор, пока отклонения показания от предыдущего не будет превышать 0,5 мВ;
 выключить мешалку; нажать кнопку «І» вольтметра;
 слить раствор обратно в банку со стандартным раствором СКВr = 10–1 моль/дм3;
 с помощью промывалки промыть электроды и стакан дистиллированной водой;
 фильтровальной бумагой протереть стакан;
 повторить операции для каждого из четырёх оставшихся стандартных растворов и для двух
растворов с неизвестной концентрацией бромид–ионов.
35
Форма отчета и расчеты
1. Полученные экспериментальные данные занести в таблицу.
Таблица – Экспериментальные данные для построения градуировочного графика и нахождения
концентрации бромид-ионов
Е(mВ)
10
-1
10
-2
10
-3
СКВr (моль/дм3)
10-4
10-5
Х1
Х2
E1 (mВ)
E2 (mВ)
E3 (mВ)
ЕСР.
2. Построить градуировочный график по данным ЕСР. для стандартных растворов в координатах ЕСР. = f (lg СКВr ).
3. Определить по градуировочному графику концентрацию бромид-ионов в растворах Х1 и
Х2.
4. Определить по графику нернстовскую область чувствительности и предел обнаружения.
Вывод:
Лабораторная работа №3
Определение скорости кислотной коррозии металлов
и изучение влияния на неё различных факторов
Цель работы: изучить условия возникновения коррозионных микроэлементов, влияние
различных факторов на скорость электрохимической коррозии металлов и метод защиты металлов
от коррозионных разрушений с помощью различных ингибиторов.
Оборудование и реактивы: коррозиометр; стакан объемом 300 см3; секундомер; барометр,
термометр, наждачная бумага, пинцет, линейка, леска; пластинки цинка, железа и др.; растворы
кислот (НСl, H2SO4) различной концентрации, соли металлов Меn+ (Ме – Cu2+, Ni2+, Co2+, Mn2+,
Al3+ и др.); растворы ингибиторов коррозии (уротропин, формалин и др.); ацетон.




Последовательность выполнения работы
1. Собрать коррозиометр, как показано на схеме (рисунок 1).
2. Измерить скорость взаимодействия металла с кислотой.
Пластинку металла зачисть наждачной бумагой, измерить ее длину, ширину и толщину. Через
отверстие в пластинке продеть леску, на леске опустить пластинку в раствор ацетона, затем
промыть последовательно водопроводной и дистиллированной водой.
Зацепить пластинку за крючок 2.
В стакан 3 налить раствор кислоты. Опустить коррозиометр в стакан с кислотой до упора и при
помощи груши заполнить бюретку выше нулевой отметки, закрыть кран 4.
Когда уровень жидкости опуститься до нулевого деления включить секундомер и выполнить
10 измерений с интервалом в одну минуту объема выделившегося водорода.
36
Рисунок 1 – Коррозиометр: 1 – градуированная бюретка с расширенной
нижней частью; 2 – крючок для подвешивания металлической пластинки; 3 –
стакан для раствора; 4– соединительный кран.
3. Аналогичным образом исследовать коррозию металлической пластинки в присутствии
веществ ускоряющих коррозию и/или ингибиторов коррозии. Для этого в раствор кислоты добавить определенный объем активатора или ингибитора коррозии, опыт выполнить согласно п.2.
Форма отчета и расчеты
1. Для более точных расчетов объем выделившегося газа в каждый момент времени (V)
привести к нормальным условиям (н.у.). При этом температуру газа и раствора условно принять
равными температуре окружающего воздуха (комнатная температура). Атмосферное давление измерить с помощью барометра. Давление газа определить по формуле: Р  Ратм  РН О , где Р Н О –
давление насыщенного водяного пара над раствором, кПа; оно может быть условно равно давлению пара над водой.
Объем газа, приведенный к нормальным условиям в каждый момент времени вычислить по
формуле (t – температура опыта, °С):
273  ( Ратм  РН2О ) V
=
Vн ( ) 
(273  t ) 101,3
2. Вычислить площадь поверхности металлической пластинки.
2
2
3. Зная объем выделившегося за 10 минут газа (н.у.) найти потерю массы (m) пластинки
(г) по уравнению реакции, характеризующему коррозионный процесс.
4. Рассчитать массовый и глубинный показатели скорости коррозии ( Zn=7190 кг/м3;
Fe=7800 кг/м3).
m
K м асс 
S
П
К м асс  365

5. Рассчитать один из основных показателей процесса коррозии в присутствии ингибиторов
– эффект торможения (А):
V
А 0 =
V
V0 – средний объем выделившегося водорода за 1 минуту в неингибированной среде; V – средний
объем выделившегося водорода за 1 минуту в ингибированной среде.
37
Эффект торможения А
Глубинный показатель
коррозии П, мм/год
Массовый
показатель
коррозии Кмасс., г/м2сут
Потеря массы
m,г
Скорость коррозии
U, см3/час
Объем
выделившегося
газа (н.у.) Vн (), мл
Объем
выделившегося
газа в момент времени
V, мл
Время измерения
, мин
№ измерения
6. Полученные данные занести в таблицу.
взаимодействие металлической пластинки с кислотой без активатора или
ингибитора
1
–
2
3
4
5
6
7
8
9
10
взаимодействие металлической пластинки с кислотой в присутствии
активатора коррозии
1
–
2
3
4
5
6
7
8
9
10
взаимодействие металлической пластинки с кислотой в присутствии
ингибитора коррозии
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
38
Металл
Li+/Li
Rb+/Rb
K+/K
Cs+/Cs
Ra2+/Ra
Ba2+/Ba
Sr2+/Sr
Ca2+/Ca
Na+/Na
Ac3+/Ac
La3+/La
Y3+/Y
Mg2+/Mg
Sc3+/Sc
Электрохимический ряд напряжений металлов
(стандартные электродные потенциалы)
0
Металл
Металл
 ,в
 0, в
2+
-3,045
Be /Be
-1,847
2H+/H2
-2,925
Al3+/Al
-1,700
Sb3+/Sb
3+
-2,924
Ti /Ti
-1,208
Re3+/Re
-2,923
Mn2+/Mn
-1,192
Bi3+/Bi
-2,916
Cr2+/Cr
-0,852
Cu2+/Cu
2+
-2,905
Zn /Zn
-0,763
Ru2+/Ru
-2,888
Ga3+/Ga
-0,560
Ag+/Ag
2+
-2,864
Fe /Fe
-0,441
Hg2+/Hg
-2,711
Cd2+/Cd
-0,404
Pd2+/Pd
3+
-2,600
In /In
-0,338
Au+/Au
-2,522
Co2+/Co
-0,277
2+
-2,372
Ni /Ni
-0,234
-2,370
Sn2+/Sn
-0,141
2+
-2,077
Pb /Pb
-0,126
 0, в
 0,000
+ 0,240
+ 0,300
+ 0,317
+ 0,338
+ 0,450
+ 0,799
+ 0,852
+ 0,915
+ 1,691
7. Построить график зависимости объема выделившегося водорода от времени : без активатора или ингибитора; в присутствии активатора; в присутствии ингибитора.
8. По полученным данным сделать вывод о влиянии посторонних веществ на процесс коррозии металлической пластинки. Используя значения стандартных потенциалов, обосновать выбор активатора или ингибитора коррозионного процесса. Сделать вывод об эффективности выбранного ингибитора для защиты от коррозии.
Вывод:
Лабораторная работа №4
Изучение вопросов электролиза водных растворов солей
В процессе электролиза вода разлагается на водород и кислород: 2Н2О= 2Н2 + О2.
Электролитическое разложение воды возможно в кислых, щелочных и некоторых солевых
растворах. Для проведения электролиза воды более предпочтительны щелочные растворы, так как
они обладают достаточно высокой электропроводностью и менее агрессивны по отношению к
конструкционным материалам. В щелочной среде протекает электрохимическая реакция:
К(–): 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН–;  0  0,401 В;
А(+) 2ОН–– 2е = ½О2 + Н2О;  0  0,828 В.
Стандартный потенциал разложения воды равен Е  0,401  (0,828)  1,229 В. Вследствие
перенапряжения выделения водорода и кислорода, напряжение разложения воды больше теоретического и составляет 1,7-2,3 В.
Рассмотрим процесс электролиза раствора СuSO4 с медным анодом. Электродный потенциал меди меньше, чем потенциал окисления анионов соли и потенциала окисления воды. Поэтому
электролиз пойдет по следующей схеме:
СuSO4 = Сu2+ + SO42–,
К (–): Сu2+ + 2е = Сu;
А (+): Сu – 2е = Сu2+.
На катоде будет происходить восстановление ионов меди, а анод будет растворяться. Масса
выделившейся на катоде меди и масса окислившейся меди будут равны и пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор.
39
Цель работы: ознакомиться с закономерностями процесса электролиза. Провести электролиз воды и водного раствора сульфата меди; определить выход по току.
Оборудование и реактивы: общелабораторный комплекс (электрохимическая ячейка с
электродами из нержавеющей стали, медные электроды; электролизер); аналитические весы; сушильный шкаф; 20% раствор Na2CO3; 0,1-0,2М раствор СuSO4; 0,5-1,0 М раствор серной кислоты
Часть 1. Электролиз воды
Последовательность выполнения работы
1. Рассчитать режим электролиза (плотность тока, время электролиза):
а) ток электролиза (I, А) рассчитать по формуле:
I = jS =
𝑺 = 𝟐𝝅𝒓𝒉 + 𝟐𝝅𝒓𝟐 =
j – плотность тока (электролиз осуществляется при плотностях тока 5-25 мА/см2), S – площадь поверхности электрода, см2 (r – радиус электрода, см; h – высота электрода, см);
б) количество электричества (Q, Кл), необходимое для выделения ≈ 2 см3 водорода найти
по закону Фарадея:
V
=
Q  Fz
Vm
F– постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль, z – число электронов участвующих в образовании 1 моль
водорода, V – объем выделившегося водорода, м3, Vm - молярный объем водорода, 0,0224 м3/моль.
2. Электролизер заполнить раствором карбоната натрия, и поместить в стакан объемом 400
3
см с раствором (150-200 см3 20%-го Na2CO3). Электроды подключить к разъемам «(-) К» и «А
(+)» общелабораторного модуля. Модуль включить в сеть.
Для входа в меню нажать любую клавишу. Затем выбрать тип эксперимента «Кулонометрия» (нажатием клавиш «▲» и «▼»), выбор подтвердить нажатием клавиши « ».
После нажатия клавиши «2» появляется окно, в котором необходимо установить рассчитанное количество электричества (Q, Кл) и рассчитанное значение тока электролиза (I, А). Для изменения значения «Q3» необходимо нажатием клавиш «▲» и «▼» навести рамку на численное
значение заряда, а после нажатия клавиши « » установить необходимое значение. После установки значения заряда необходимо подтвердить выбранное значение нажатием клавиши « ».
Аналогично устанавливается ток электролиза.
Для начала электролиза нажать клавишу « », при наведенной на слово «Пуск» рамке.
Рамка наводится при помощи клавиш «▲» и «▼».
После пропускания через раствор рассчитанного количества электричества, общелабораторный модуль подаст звуковой сигнал об окончании электролиза.
3. Измерить объем выделившихся газов, и рассчитать выход по току:
𝐵=
𝑄эксп. 𝑉эксп.
=
=
𝑄теор. 𝑉теор.
Qэксп. – количество электричества, пропущенного через раствор при электролизе; Qтеор – количество электричества, которое необходимо пропустить через раствор для выделения измеренного
объема газа.
Вывод:
40
Часть 2. Электролиз водного раствора сульфата меди
Последовательность выполнения работы
1. Рассчитать режим электролиза (плотность тока, время электролиза):
а) ток электролиза (I, А) рассчитать по формуле:
I = jS =
𝑺 = 𝟐𝝅𝒓𝒉 + 𝟐𝝅𝒓𝟐 =
j – плотность тока (электролиз осуществляется при плотностях тока 2-20 мА/см2), S – поверхность
электрода, см2 (r – радиус электрода, см; h – высота электрода, см);
б) количество электричества (Q, Кл), необходимое для выделения ≈ 0,03 г меди найти по
закону Фарадея:
m
=
Q  Fz
M
F - постоянная фарадея, 96500 Кл/моль; z – количество электронов участвующих в процессе электролиза; т – масса выделившейся меди, кг; М – молярная масса меди, 0,064 кг/моль.
2. Электроды предварительно зачистить, промыть дистиллированной водой и высушить в
сушильном шкафу, после чего взвесить. В стакан налить 40-50 см3 раствора СuSO4, электроды
подключить к разъемам «(-) К» и «А (+)» общелабораторного модуля. Методика проведения процесса электролиза описана в части №1 данной работы.
По завершении электролиза электролит слить в специальную емкость. Электроды промыть
дистиллированной водой, высушить в сушильном шкафу и взвесить.
3. По изменению массы катода определить количество выделенной меди и рассчитать выход по току по формуле:
𝐵=
𝑚𝑧𝐹 𝑚эксп.
=
=
𝐼𝜏𝑀 𝑚теор.
т - масса восстановленной или окислившейся меди, кг; z – количество электронов, участвующих в
процессе электролиза; F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль; I – ток электролиза, А; τ – время
электролиза, с; М – молярная масса меди, кг/моль.
Вывод:
41
Модуль 5 (16 часов)
Физическая химия дисперсных систем и поверхностных явлений
Теоретические вопросы
1. Особенности энергетического состояния поверхностного слоя. Свободная поверхностная энергия. Поверхностное натяжение. Поверхностно-активные вещества.
2. Понятие об адсорбции. Физический и химический механизм адсорбции.
3. Адсорбция на подвижной поверхности раздела «жидкость-газ». Уравнения изотермы адсорбции Гиббса и Ленгмюра.
4. Адсорбция на границе раздела фаз «твердое вещество-газ». Теория мономолекулярной адсорбции Ленгмюра. Уравнение Фрейндлиха. Полимолекулярная адсорбция.
5. Поверхностные явления на границе твердое вещество-жидкость. Смачивание и растекание.
Адгезия и когезия. Капиллярные явления.
6. Молекулярная адсорбция из раствора на твердых адсорбентах. Ионная и ионообменная адсорбция. Иониты, обменная емкость ионита.
7. Общая характеристика и принципы классификации дисперсных систем.
8. Оптические и молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем.
9. Электрокинетические явления и причины их возникновения. Строение мицелл.
10. Понятие об устойчивости лиофобных золей. Кинетическая и агрегативная устойчивость.
11. Коагуляция лиофобных золей. Коагуляция под действием электролитов. Порог коагуляции.
Критический потенциал. Правило Шульце-Гарди. Понятие о коллоидной защите. Защитное
число.
12. Эмульсии, их классификация. Обращение фаз эмульсий. Образование и разрушение эмульсий.
Эмульсии в природе, технике и химической технологии.
13. Аэрозоли. Свойства, способы получения и разрушения аэрозолей. Проблемы защиты атмосферы от загрязнения аэрозолями.
14. Суспензии. Общая характеристика, методы получения и свойства суспензий. Применение суспензий.
15. Студни (гели). Классификация и методы получения гелей. Тиксотропия. Синерезис. Реакции в
студнях.
16. Пены, их образование и разрушение. Кратность и время жизни пен. Пенная флотация.
17. Классификация ВМС, строение, способы получения. Сравнительная характеристика растворов
ВМС и коллоидных растворов. Набухание и растворение ВМС. Понятие о процессах высаливания, коацервации и денатурации.
18. Понятие об относительной, удельной, приведённой и характеристической вязкости. Вискозиметрический метод определения молекулярной массы полимера.
19. Полиэлектролиты. Белки как полиэлектролиты. Экспериментальные методы определения изоэлектрической точки.
20. Полуколлоидные системы. Экспериментальные методы определения критической концентрации мицеллообразования.
Задачи
1. Для изучения адсорбции уксусной кислоты на буром угле при 20 °С к углю массой А г
добавили кислоту объемом В см3. Концентрацию кислоты до и после адсорбции определяли титрованием раствором NaOH концентрацией 0,1 моль/дм3. На титрование кислоты объемом С см3
до адсорбции пошел раствор NaOH объемом V1 см3, после адсорбции – объемом V2 см3. Определите величину адсорбции уксусной кислоты на угле массой 1 г.
А, г
В, см3
С, см3
V1, см3
V2, см3
1,5
3,0
50,00
100,0
10,0
50,0
1,10
5,50
0,23
1,22
42
2. Вычислите поверхностное натяжение ацетона при 20 °С по данным сталагмометрического исследования: число капель воды – 31, число капель ацетона –- 95. Поверхностное натяжение воды при 200С равно 72,63·10-3 Н/м. Плотность ацетона принять за 1 г/см3.
3. Вычислите поверхностное натяжение метилового спирта при 25 °С, если число капель
воды, выпущенной из сталагмометра, равно 32, а метанола 54. Массы капель спирта и воды соответственно равны 4,718 и 4,724 г. Поверхностное натяжение воды при 25 °С равно 71,97·10-3 Н/м.
4. Сравните поверхностную активность метилпропанола и метилбутанола в водных растворах в данном интервале концентраций по полученным экспериментальным данным.
С, моль/дм3
, мН/м
метилпропанол
0,125
52,8
0,250
44,1
метилбутанол
0,125
83,7
0,250
47,6
5. Рассчитайте, сколько грамм аммиака может адсорбироваться на поверхности активированного угля массой 100 г, если вся поверхность покрыта мономолекулярным слоем молекул NH3.
Удельная поверхность угля равна 600 м2/г, одна молекула аммиака занимает площадь 10·10-20 м2.
6. Найдите площадь поперечного сечения молекулы анилина и её радиус, если предельная
адсорбция данного вещества из водного раствора 6·10-10 моль/см2.
7. Рассчитайте запас свободной поверхностной энергии водяного тумана при 20 °С, если
радиус капелек равен 10-6 м, а поверхностное натяжение воды 72,75·10-3 Н/м. Во сколько раз
уменьшится этот запас, если радиус капелек увеличится в 4 раза.
8. Поверхностное натяжение водного раствора, содержащего поверхностно-активное вещество концентрацией 0,056 моль/дм3, при 293 К равно 4,33·10-2 Н/м. Вычислите величину адсорбции ПАВ из раствора концентрацией 0,028 моль/дм3 при данной температуре. Поверхностное
натяжение чистой воды при 293 К принять равным 7,28·10-2 Н/м.
9. Один грамм активированного угля имеет активную поверхность 1000 м2 и может адсорбировать 0,448 дм3 (н.у.) фосгена. Смертельная концентрация COCl2 в воздухе составляет 0,1-0,3
мг/дм3. Защитой от данного отравляющего вещества является противогаз. Определите число молекул фосгена, которое поглощается противогазом, если масса угля в нем 200 г.
10. Рассчитайте адсорбцию синтетических поверхностно-активных веществ (СПАВ) в промышленном водоеме, если при 25 °С в 6 г воды в поверхностном слое содержится 12,05·10-5 моль
СПАВ, в на глубине – 12,0·10-5 моль СПАВ. Пробы взяты с поверхности воды площадью 0,1 м2,
поверхностное натяжение для чистой воды равно 72·10-3 Н/м. Найдите также величину поверхностного натяжения исследуемого образца при 25 °С.
11. Определите поверхностное натяжение и величину адсорбции вещества D из раствора с
концентрацией С моль/дм3. Рассчитайте максимальное значение адсорбции А и площадь занимаемую одной молекулой данного вещества на поверхности раствора.
С,
моль/дм3
Константы в уравнении
Шишковского
0
В, Н/м
К, дм3/моль
 , Н/м
C2H5COOH
0,1
18
73,05·10-3
12,96·10-3
6,070
-3
-3
C3H7COOH
0,5
18
73,05·10
12,96·10
19,64
12. При изучении адсорбции паров бензола на модифицированном активированном угле
при 25 °С были получены следующие данные.
А, моль/г
0,00136 0,00189
0,0022
0,00245 0,00268
278
1023
3461
7490
10382
Р , Па
D
t,
0C
С6 Н 6
43
Докажите, что адсорбция бензола подчиняется уравнению Ленгмюра, и определите константы в этом уравнении. Найдите удельную площадь поверхности данного угля, если площадь,
занимаемая одной молекулой бензола, составляет 24·10-20 м2.
13. При изучении адсорбции угарного газа на слюде были получены следующие данные.
А·106, моль/г
0,483
0,598
0,767
0,843
0,875
75
139
600
1050
1400
Р , Па
СO
Площадь поверхности слюды равна 6240 см2/г. Определите графическим методом постоянные в уравнении Ленгмюра. Рассчитайте площадь, которую занимает одна молекула СО на поверхности слюды.
14. Определите константы в уравнении Ленгмюра и рассчитайте величину адсорбции NO
при давлении 1 атм по следующим данным, полученным при изучении адсорбции оксида азота(II)
на активированном угле при 340 К.
А, г/г
0,1
0,148
0,168
0,170
РNO, атм.
2
10
30,3
40,8
15. Постройте изотерму адсорбции и определите константы в уравнении Фрейнлиха по результатам изучении адсорбции СО2 на модифицированной форме угля.
А, мг/г
3
5,5
16
23
31
35
0,5
1,0
3
5
7,5
10
РСО2 , кПа
16. Составьте формулу мицеллы золя сернокислого бария, полученного при смешивании
равных объемов растворов Ва(NО3)2 и Н2SО4. Установите, одинаковы ли исходные концентрации
растворов, если частицы золя перемещаются к аноду.
17. Составьте формулу мицеллы золя гидроксида алюминия, полученного смешиванием
равных объемов растворов АlCl3 и NaОН. Определите, одинаковы ли исходные концентрации
электролитов, если при электрофорезе частицы движутся к катоду.
18. Золь иодида серебра получен при добавлении водного раствора 0,05М раствора KI объемом 8 см3 к водному раствору 0,02М AgNO3 объемом 10 см3. Составьте формулу мицеллы образовавшегося золя и определите знак заряда коллоидных частиц.
19-23. При введении раствора вещества В в некоторый избыток раствора вещества А возможно образование гидрозоля вещества С. Составьте формулу мицеллы, укажите знак электрического заряда коллоидных частиц, определите наиболее экономичный из предложенных веществкоагуляторов.
№ задачи
19
20
21
22
23
А
NaI
MgCl2
BaCl2
AlCl3
CrCl3
В
AgNO3
NaOH
CaSO4
NaOH
NH4OH
С
AgI
Mg(OH)2
BaSO4
Al(OH)3
Cr(OH)3
Коагулятор
NaF; Ca(NO3)2; K2SO4
KCl; ZnSO4; AlCl3
NH4Cl; AlCl3; ZnSO4
Na2SO4; KNO3; CaCl2
Na2SO4; KCl; BaCl2
24-27. Характеристическая вязкость раствора образца полимера А
равна [η]. Рассчитайте среднюю молекулярную массу полимера в данном
ные уравнения Марка-Хаувинка-Куна принять равными К и α.
А
В
t,0C
[η],
№ задачи
м3/моль
Ацетилцеллюлоза
Ацетон
25
1,40·10 –3
24
Натуральный каучук Толуол
20
4,41·10 –3
25
Нитроцеллюлоза
Ацетон
25
6,86·10 –3
26
Полибутадиен
Толуол
25
7,40·10 –4
27
в растворителе В при t
растворителе. ПостоянК·106,
моль/м3
4,30
5,14
4,46
2,16
α
0,82
0,67
0,90
0,64
44
Лабораторная работа №1
Изучение адсорбции растворенного вещества из раствора
на твердом адсорбенте
Цель работы: количественно определить массу адсорбированной кислоты на активированном угле; построить изотерму адсорбции и найти значение К и n в уравнении Фрейндлиха.
Оборудование и реактивы: 8 больших пробирок (четыре из них с пробками); 8 конических колб для титрования на 150 см3; мерная пипетка на 5 см3; бюретка на 50 см3; четыре воронки
для фильтрования; фильтровальная бумага; активированный уголь; растворы уксусной кислоты
(0,1 М; 0,5 М; 0,25 М; 0,125 М); 0,02 М раствор гидроксида натрия; спиртовой раствор фенолфталеина.
В сравнительно широких пределах зависимость адсорбции от концентрации выражается
довольно простым эмпирическим уравнением Фрейндлиха:
1
𝑥
𝑛
𝐴 = = 𝐾𝑐 ,
𝑚
где х – количество растворенного вещества, адсорбированного массой m поглотителя и находящегося в равновесии с раствором концентрации c; К и n – константы, характерные для данного процесса адсорбции.
Константа K численно равна величине адсорбции при концентрации, равной 1; величина
этой константы определяет высоту кривой над осью абсцисс и меняется в широких пределах в за1
висимости от природы адсорбента и адсорбтива. Константа определяет кривизну изотермы, при𝑛
чем показатель степени всегда правильная дробь (от 0 до 1).
x
Если на оси ординат отложить соответствующие значения
, а на оси абсцисс – значение
m
с, то получится параболическая кривая, изображенная на рисунке 1. Сначала эта кривая идет поx
чти прямолинейно, так как для очень слабых концентраций величина
пропорциональна с, т.е.
m
x
здесь n = 1. При высоких концентрациях достигается предельное значение
, т. е. полное насыm
щение. Это наблюдается, когда вся адсорбирующая поверхность покрыта адсорбируемым веществом; в этом случае показатель степени равен 0. Между этими двумя описанными предельными
состояниями имеется постепенный переход в области промежуточных концентраций, для которых
величина п остается постоянной.
Рисунок 1 – Изотерма адсорбции
Рисунок 2 – График для нахождения
постоянных К и n в уравнении Фрейндлиха
45
Если прологарифмировать уравнение Фрейндлиха, то оно примет вид:
lg
𝑥
1
= lg𝐾 + lg𝑐.
𝑚
𝑛
x
= f(-lgc) (рисуm
нок 2). По тангенсу угла наклона находят величину n (tg α = 1/n). По участку, отсекаемому графиком на оси ординат, находят постоянную К.
Полученное уравнение есть уравнение прямой линии в координатах –lg
Последовательность выполнения работы
1. В четыре большие пронумерованные пробирки налить по 25 см3 растворов уксусной кислоты различной концентрации.
2. Внести в каждую пробирку по 1 г активированного угля, взвешенного на технических
весах.
3. Закрыть пробирки пробками и встряхивать 20 мин.
4. После встряхивания оставить пробирки на 10 мин в состоянии покоя для установления
равновесия.
5. Растворы отфильтровать через складчатые фильтры в сухие пронумерованные пробирки.
6. Оттитровать исходные и равновесные растворы уксусной кислоты гидроксидом натрия в
присутствии фенолфталеина. Для этого в конические колбы из каждой пробирки с помощью мерной пипетки внести по 5 см3 уксусной кислоты, добавить по 2 капли фенолфталеина и оттитровать
0,02 М раствором щёлочи.
7. Определить объём щёлочи, пошедшей на титрование 5 см3 кислоты и полученные данные занести в таблицу 3.
Форма отчета и расчеты
1. По объемам щелочи, пошедшим на титрование, рассчитать исходную и равновесную
концентрацию кислоты, по формуле: CCH 3COOH  V NaOH  C NaOH / VCH 3COOH .
1. c1 = VNaOH · 0,02/5 =
c = VNaOH · 0,02/5 =
2. c1 = VNaOH · 0,02/5 =
c = VNaOH · 0,02/5 =
3. c1 = VNaOH · 0,02/5 =
c = VNaOH · 0,02/5 =
4. c1 = VNaOH · 0,02/5 =
c = VNaOH · 0,02/5 =
2. По разности между исходной концентрацией кислоты (c1) и равновесной (c) определить
величину х (x = c1 – c) – количество растворённого вещества, адсорбированного массой поглотителя m. Все расчетные данные занести в таблицу.
46
№ пробирки
Молярная концентрация
раствора
кислоты
Молярная концентрация
раствора
щелочи
Таблица – Сводные результаты по изучению адсорбции уксусной кислоты
1
2
3
4
0,1
0,05
0,025
0,0125
0,02
0,02
0,02
0,02
VNaOH
C CH 3 COOH
х
т
(x = c1 – c)
x' 
V1
V
c1
c
lg
x
m
lg c
3. По полученным данным построить график изотермы адсорбции; логарифмический график в координатах –lg
x
= f(-lgc). Определить по логарифмическому графику значение К и n.
m
Вывод:
Лабораторная работа №2
Коллоидно-химические свойства растворов высокомолекулярных соединений
Для изучения коллоидно-химических свойств растворов ВМС используют вискозиметрический метод. Для определения вязкости раствора используют вискозиметр капиллярный стеклянный (рисунок 1), который представляет собой U-образную трубку, в колено 1 которой впаян капилляр 4. Измерение вязкости при помощи вискозиметра основано на определении времени истечения через капилляр определенного объема жидкости из измерительного резервуара 3 от отметки
А до отметки В.
Рисунок 1 – Вискозиметр капиллярный стеклянный: 1 – колено; 2 – резервуар; 3 – измерительный
резервуар; 4 – капилляр; 5 – колено; 6 – отводная трубка
47
Цель работы: изучить суть вискозиметрического метод; использовать данный метод для
нахождения молекулярной массы крахмала и изоэлектрической точки желатина.
Оборудование и реактивы: вискозиметр капиллярный; раствор крахмала с массовой долей 1%; раствор желатина с массовой долей 1%; 0,1 М раствор НС1; 0,1 М раствор NaОН; секундомер; градуированные пипетки объемом 1,0; 2,0; 5,0 см3; 2 цилиндра объемом 25 см3; 17 колб
объемом 50 см3.
Часть 1. Определение молекулярной массы полимера
Последовательность выполнения работы
1. Приготовить в колбах объемом 50 см3 из исходного раствора крахмала с массовой долей
1% ряд растворов по таблице 1.
2. Залить в колено 5 приблизительно 30 см3 дистиллированной воды. Колено 1 закрыть
пробкой, с помощью груши, одетой на отводную трубку 6, выдавить жидкость до середины резервуара 2 и удалить пробку. При опускании уровня жидкости до метки А включить секундомер. При
достижении жидкостью метки В секундомер выключить. Таким образом найти время истечения
растворителя – τ0.
3. Аналогичным способом измерить время истечения растворов крахмала разной концентрации. Данные внести в таблицу 1.
Форма отчета и расчеты
1. Рассчитать удельную и приведенную вязкость. Расчеты внести в таблицу 1.
Таблица 1 – Данные для определения молекулярной массы крахмала
Номер колбы
1
2
3
4
5
6
Объём исходного
0
2,0
5,0
7,5
10
12,5
раствора крахмала
с массовой долей
1%, см3
Объём добавляемо- 20
18
15
12,5
10
7,5
го
растворителя
(Н2О), см3
Концентрация рас0
0,125 0,25 0,375
0,5
0,625
творов (масс %)
τ0
–
–
–
–
–
τ
–
𝜂уд =
𝜏 − 𝜏0
𝜏0
–
𝜂пр =
𝜂уд
𝑐
–
7
15,0
8
18
9
20
5,0
2,0
0
0,75
0,875
1
–
–
–
2. По полученным данным построить график зависимости пр – f (с) (рис.1), найти характеристическую вязкость и рассчитать молекулярную массу полимера по уравнению МаркаХаувинка-Куна. Для водного раствора крахмала при 20 °С: К = 1,32.10-4;  = 0,68.
48
Рисунок 1 – Определение характеристической вязкости
lg M 
lg[  ]  lg K

=
Вывод:
Часть 2. Определение изоэлектрической точки желатина
Последовательность выполнения работы
1. В каждую из восьми пронумерованных колб объемом 50 см3 внести свежеприготовленный раствора желатина объемом 25 см3. Затем добавить 0,1М раствор НСl в первые пять колб и
0,1М раствор NaОН в колбы шесть, семь и восемь (таблица 2), получить растворы с разным значением рН.
2. Перемешать растворы (без взбалтывания) и выдержать их 10 мин при комнатной температуре, за это время с помощью вискозиметра определить время истечения дистиллированной воды (τ0) (см. часть 1).
3. Для нахождения изоэлектрической точки с помощью вискозиметра определить время истечения приготовленных растворов. Данные внести в таблицу 2.
Форма отчета и расчеты
1. Рассчитать удельную вязкость растворов. Расчеты внести в таблицу 2.
Таблица 2 – Данные для определения изоэлектрической точки желатина
№
колбы
Объём
0,1 М
раствора
НСl, см3
Объём
0,1 М
раствора
NаОН, см3
рН
раствора
1
2
3
4
5
6
7
8
2,35
1,69
1,12
0,59
0,32
-
0,15
0,38
1,99
3
3,5
4
4,5
5,1
7
9
11
Время
истечения
воды,
τ0 , с
Время
истечения
раствора,
τ, с
 уд 
  0
0
2. Построить график зависимости уд = f (рН) (рис.2).
3. Найти по графику изоэлектрическую точку желатина и сравнить ее найденное значение с
теоретическим значением (4,8-5,1).
49
Рисунок 2 – Определение ИЭТ по зависимости вязкости раствора от рН среды
Вывод:
Лабораторная работа №3
Получение гидрозоля гидроксида железа, изучение его коагуляции и стабилизации
Цель работы: получить гидрозоль гидроксида железа конденсационным методом; определить его порог коагуляции электролитом и защитное число.
Оборудование и реактивы: фотоэлектроколориметр типа ФЭК-56М или KF; электрическая плитка; коническая колба (термостойкая) на 500 см3; градуированные пипетки на 1,0; 5,0; 10,0
см3 (по 2 шт.); 2% раствор хлорида железа(III); 0,00125 М раствор сульфата натрия; 0,01% (масс.)
раствор желатина; фильтровальная бумага.
Часть 1. Получение гидрозоля Fе(ОН)3 и определение его порога коагуляции
Последовательность выполнения работы
1. Для получения гидрозоля Fе(ОН)3 в колбу с 500 см3 кипящей дистиллированной воды
медленно ввести 20 см3 2%-ного раствора FeC13. Образовавшийся золь, красно-коричневого цвета,
охлаждить до комнатной температуры.
2. Изучить принцип работы фотоэлектрокалориметра по инструкции.
3. Для определения порога коагуляции золя гидроксида железа Fе(ОН)3 в 10 пронумерованных пробирок налить золь, воду и электролит в следующих объёмах и последовательности
(таблица 1), при этом общий объём в пробирке 20 см3.
Внимание! Электролит вводить в каждую пробирку непосредственно перед измерением
оптической плотности.
4. Измерить оптическую плотность растворов при длине волны падающего света 620 - 625
нм. Данные внести в таблицу 1.
5. Содержимое пробирок после измерения оптической плотности, оставить на 30 минут для
определения порога коагуляции визуальным методом.
Форма отчета и расчеты
1. Определить визуальным методом исследования порог коагуляции по помутнению золя
за данный промежуток времени (30 минут) при сопоставлении контрольной (пробирка №1) и исследуемой пробирок. В таблице 1 отметить наличие коагуляции знаком плюс, отсутствие коагуляции знаком минус.
50
Таблица 1 – Определение порога коагуляции
Номер пробирки
1
2
3
3
Золь Fе(ОН)3, см
10
10
10
Вода, см3
10
9,0
8,5
Раствор электролита, см3
0
1,0
1,5
Оптическая плотность, A
Наличие или отсутствие
коагуляции (+,)
4
10
8,0
2,0
5
10
7,5
2,5
6
10
7,0
3,0
7
10
6,5
3,5
8
10
6,0
4,0
9
10
5,5
4,5
10
10
5,0
5,0
2. По полученным данным построить график зависимости А = f (Vэл) (рис. 1).
Рисунок 1 – График для нахождения порогового объема электролита
3. По графику найти пороговый объёмы электролита Vк, вызывающий быструю коагуляцию
золя и рассчитать значение порога коагуляции (моль/дм3).
С пор. 
С электролита  Vк
Vзоля  Vк
=
Вывод:
Часть 2. Определение защитного числа полимера (желатина) относительно золя Fе(ОН)3
Последовательность выполнения работы
1. Для определения защитного числа в 10 пронумерованных пробирок налить золь, воду,
раствор желатина и электролит в следующих объёмах и последовательности (таблица 2). Объём
электролита Vк взять из части 1. Объем воды рассчитать исходя из того, что общий объём в пробирке должен быть 20 см3.
Внимание! Электролит-коагулятор добавлять через 10-15 мин после введения раствора желатина. Оптическую плотность золя измерять через 3-5 мин. после введения электролита.
2. Измерить оптическую плотность растворов.
Форма отчета и расчеты
1. Все данные внести в таблицу 2 .
Таблица 2 – Определение защитного числа
Номер пробирки
1
2
3
Объём золя Fе(ОН)3, см
10 10
3
Объём воды, см
Объём раствора желатина Vэл, см3 5,0 4,0
Объём электролита Vк, см3
Оптическая плотность, А
3
10
4
10
5
10
6
10
7
10
8
10
9
10
10
10
3,5
3,0
2,5
2,0
1,5
1,0
0,5
0
51
2. По полученным данным построить график зависимости А = f (VСТ) (рис.2)
Vзащ
Рисунок 2 – График для нахождения объема стабилизатора, предотвращающего
коагуляцию золя
3. По графику найти объём раствора желатина Vзащ, необходимый для предотвращения коагуляции золя и рассчитать защитное число S (г/дм3).
S
C ст  V защ
V золя
=
Вывод:
Лабораторная работа № 4
Получение, свойства, коагуляция и стабилизация дисперсных систем
Цель работы: изучить методы получения золей и их свойств, а также методы получения и
способы стабилизации грубодисперсных систем
Оборудование и реактивы: электрическая плитка; полоски фильтровальной бумаги; глазные пипетки; 5 стаканов объемом 50 см3; штатив с пробирками; цилиндр объемом 25 см3; стакан
объемом 200 см3; колба термостойкая объемом 100 см3; пипетка объемом 2 см3; ступка с пестиком; стеклянная лопатка; раствор КMnO4 с массовой долей 5%; раствор Na2S2O3 с массовой долей
2%; раствор FeCl3 (насыщ.); раствор K4[Fe(CN)6] с массовой долей 4%; раствор серы в ацетоне
(насыщ.); раствор (NH4)2MoO4 с массовой долей 2%; 1М раствор NaCl; 1M раствор Na2SO4; 1M
раствор Na3PO4; раствор желатина с массовой долей 3%; раствор мыла с массовой долей 2%; мел;
растительное масло; раствор Na2CO3 (насыщ.); раствор СaCl2 (насыщ.).
Часть 1. Получение и свойства золей
Последовательность выполнения работы
Метод химической конденсации
Реакции восстановления. Золь оксида марганца(IV)
8КMnO4 + 3Na2S2O3 + H2O → 8MnO2 ↓ + 3Na2SO4 + 3K2SO4+ 2KOH
В колбу объемом 50 см3 поместить раствор КMnO4 с массовой долей 5% объемом 1 см3 и
дистиллированную воду объемом 19 см3. В разбавленный раствор по каплям (5–6 капель) при
взбалтывании добавить раствор Na2S2O3 с массовой долей 2%. Образуется золь темно-красного
цвета.
Формула мицеллы: {m[MnO2]nMnO4– (n–x)K+}x– xK+
Реакции обмена. Золь гексацианоферрата(II)-железа(III) калия
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] ↓ + 3KCl
К дистиллированной воде объемом 20 см3 добавить насыщенный на холоду раствор FeCl3
объемом 0,5 см3, а затем при взбалтывании – 1 каплю раствора K4[Fe(CN)6] с массовой долей 4%.
52
Образуется золь сине–зеленого цвета.
Формула мицеллы: {m[KFe[Fe(CN)6]]nFe3+ 3(n–x)Cl–}3x+ 3xCl–.
К дистиллированной воде объемом 20 см3 добавить раствор K4[Fe(CN)6], с массовой долей
4% объемом 0,5 см3. а затем при взбалтывании – 2 капли раствора FeCl3 концентрацией 1/5 от
насыщенного раствора. Образуется золь синего цвета.
Формула мицеллы: {m[KFe[Fe(CN)6]]m n[Fe(CN)6]4– 4(n–x)K+}4x– 4xK+.
Реакции гидролиза. Золь гидроксида железа(III)
FeCl3 + 3H2O → Fe(OH)3↓ + 3HCl;
Fe(OH)3 + HCl → FeOCl + 2H2O;
FeOCl ↔ FeO+ + Cl–
В кипящую дистиллированную воду объемом 20 см3 прилить 1–2 капли насыщенного раствора FeCl3. Образуется золь вишнево-красного цвета (сохранить для изучения процесса коагуляции).
Формула мицеллы: {m[Fe(OH)3]nFeO+(n–x)Cl–}x+ xCl–.
Метод физической конденсации
Замена растворителя. Золь серы в воде
В пробирку с дистиллированной водой объемом 2 см3 добавить при взбалтывании несколько капель насыщенного раствора серы в ацетоне.
Метод физико-химического диспергирования (пептизация)
Адсорбционная пептизация. Золь молибдата железа
2FeCl3 + 3(NH4)2MoO4 → Fe2(MoO4)3↓ + 6NH4Cl
К дистиллированной воде объемом 20 см3 добавить 20 капель раствора (NH4)2MoO4 с массовой долей 2%, ввести 1–2 капли раствора FeCl3 концентрацией 1/5 от насыщенного. Выпадающий молибдат железа пептизируется при взбалтывании избытком (NH4)2MoO4, который имеется в
растворе.
Формула мицеллы: {m[Fe2(MoO4)3]n MoO42– 2(n–x) NH4+}2х– 2x NH4+.
Для всех полученных золей определить знак заряда коллоидных частиц методом капиллярного анализа. В основе метода капиллярного анализа лежит зависимость адсорбируемости
золя от знака заряда поверхности адсорбента, например, фильтровальной бумаги. При смачивании
фильтровальной бумаги водой под действием сил поверхностного натяжения вода поднимается по
капиллярам бумаги. При этом стенки капилляров заряжаются отрицательно, а граничащая с ними
вода – положительно. Если вместо воды взять гидрозоль, то его заряженные коллоидные частицы
смогут передвигаться вверх по полоске мокрой бумаги только в том случае, если они заряжены
отрицательно (одноименно со стенками капилляров). Положительно заряженные частицы будут
притягиваться отрицательным зарядом стенок капилляров, и оседать на них.
Коагуляция коллоидов
В каждую из трех пробирок налить гидрозоль гидроксида железа объемом 4 см 3. В первую
добавить по каплям 1М раствор хлорида натрия и подсчитать число капель, которое приводит к
помутнению коллоидного раствора. Во вторую пробирку добавить 1М раствор сульфат натрия, в
третью – 1М раствор фосфат натрия, также подсчитать число капель, которое приводит к помутнению коллоидного раствора.
При изучении процесса коагуляции установить, какой из предложенных в задании электролитов производить наибольшее коагулирующее действие. Сделать вывод о том, согласуются ли
полученные данные с правилом Шульце-Гарди, которое гласит, что коагулирующим действием
обладает тот из ионов электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидных частиц,
причем коагулирующее действие иона тем сильнее, чем больше его заряд (γ = f (z6)).
Вывод:
53
Часть 2. Получение и стабилизация грубодисперсных систем
Последовательность выполнения работы
Получение и стабилизация суспензии. В фарфоровой ступке тщательно растереть кусочек мела до тонкого порошка. Внести в пробирку один микрошпатель полученного порошка, прилить дистиллированную воду объемом 3-4 см3 и несколько раз энергично встряхнуть пробирку.
Отметить равномерное распределение мела по всему объёму раствора. Поставить пробирку в штатив, и наблюдать, через какой промежуток времени произойдет расслоение полученной суспензии.
Взболтать содержимое пробирки и добавить в неё раствора желатина с массовой долей 3% объемом 1 см3. Определить время отстаивания осадка.
Получение и стабилизация эмульсии. В две одинаковые пробирки налить дистиллированной воды до половины их объёма, в одну из них добавить раствор мыла с массовой долей 2%
объемом 2 см3. Далее влить в каждую из пробирок растительное масло объемом 1,5 см3 и одновременно сильно их взболтать. Наблюдать, в какой из пробирок расслаивание происходит медленнее.
Получение геля. Налить в пробирку насыщенный раствор Na2CO3 на ¼ ее объёма. Набрать
в пипетку насыщенный раствор CaCl2, опустить пипетку в пробирку с Na2CO3. Осторожно выливать раствор CaCl2, поднимая пипетку. Наблюдать образование прозрачного геля CaCO3. Через
несколько минут встряхнуть пробирку. Наблюдать взаимный переход геля в золь и обратно.
Форма отчета
1. Дать характеристику суспензии, как грубодисперсной системы. Сделать вывод об устойчивости суспензий, и объяснить какую роль играет желатин при добавлении его в суспензию мела
в воде.
2. Дать характеристику эмульсии, как грубодисперсной системы. Охарактеризовать эмульсии первого и второго рода. Определить, эмульсию какого рода Вы получили опытным путем.
Дать характеристику эмульгаторам, сформулировать правило выбора эмульгатора, объяснить, чем
вызвано эмульгирующее действие веществ. Сделать вывод об устойчивости эмульсии, и объяснить какую роль играют молекулы мыла, если состав последнего выражается формулой
C17H35COONa при добавлении их в эмульсию растительного масла в воде.
3. Дать характеристику геля как связнодисперсной системы. Объяснить явления тиксотропии и синерезиса.
Вывод:
54