ВУЗ: Украинский Государственный химико-технологический Университет
Категория: Методичка
Дисциплина: Химия
Добавлен: 06.02.2019
Просмотров: 2170
Скачиваний: 4
21
Хід роботи
1. В три мірні колби на 250 мл вносять по 100 мл 0,02 М розчину KI.
2. В колбу № 1 вливають 80 мл 0,02 М розчину FeCl
3
і доводять до
мітки 0,1 М НCl, закривають пробкою, інтенсивно перемішують і обов’язково
фіксують час початку експерименту.
3. В колбу № 2 вливають 90 мл 0,02 М розчину FeCl
3
і доводять до
мітки 0,1 М НCl, закривають пробкою, інтенсивно перемішують і обов’язково
фіксують час початку експерименту.
4. В колбу № 3 вливають 100 мл 0,02 М розчину FeCl
3
і доводять до мітки
0,1 М НCl, закривають пробкою, інтенсивно перемішують і обов’язково
фіксують час початку експерименту.
5. Відбирають проби розчинів № 1–3 об’ємом 25 мл через 10 хвилин від
початку експерименту. Потім через 30, 60, 80, 120 хвилин. За час відбору
проби вважають момент зливання розчину з піпетки в колбу для
титрування. Відразу після відбору проби йод, що виділився в результаті
реакції, титрують 0,01 М розчином Na
2
S
2
O
3
за реакцією:
I
2
+2 Na
2
S
2
O
3
= Na
2
S
4
O
6
+ 2 NaI.
(2.8)
Титрування проводять до жовтуватого забарвлення розчину. Потім
додають 10 крапель крохмалю й титрують до зникнення синього кольору.
Вважається, що в розчинах встановилася рівновага, якщо об’єм натрій
тіосульфату, що витрачається на титрування проб, починає відрізнятися від
попереднього всього на 0,2–0,4 мл.
6. Експериментальні дані вносять в таблиці 2.1.
Таблиця 2.1
Номер
проби
Час від
початку
досліду
Об’єм Na
2
S
2
O
3
, витрачений на титрування
проби
Колба № 1
Колба № 2
Колба № 3
Обробка результатів
1. Обчислення початкових концентрацій вихідних речовин С(Fe
3+
) та С(I
-
)
після розведення у реакційній суміші проводять за формулою:
С
1
V
1
=C
2
V
2
, де V
1
– загальний об’єм реакційної суміші, 250 мл; C
2
–
концентрація вихідного розчину Fe
3+
або I
-
, моль/л; V
2
– об’єм вихідного
розчину FeCl
3
або KI, який взято для приготування реакційної суміші.
Дані заносять у таблицю 2.2.
Таблиця 2.2
Реакційна
суміш
Концентрація, моль/л
С(Fe
3+
)
С(I
-
)
[I
2
]
[Fe
2+
]
[Fe
3+
]
[I
-
]
22
2. Рівноважну концентрацію йоду [I
2
] в моль/л, що виділився до даного
моменту часу, обчислюють відповідно до реакції за рівнянням:
проби
V
O
S
Na
V
O
S
Na
C
I
2
3
2
2
3
2
2
2
,
де V(Na
2
S
2
O
3
) – об’єм натрій тіосульфату,
який витрачено на титрування йоду в даній пробі, мл; С(Na
2
S
2
O
3
) –
концентрація титранту Na
2
S
2
O
3
, моль/л; V
проби
– об’єм проби, взятої для
титрування, мл.
3. На основі одержаних результатів будують графік залежності С(I
2
) від
часу.
4. Визначають рівноважні концентрації [Fe
2+
]. В результаті реакції іонів
Fe
2+
утворюється в два рази більше, ніж йоду, тож [Fe
2+
]=2 [I
2
].
5. Рівноважну концентрацію іонів заліза (III) Fe
3+
, [Fe
3+
], обчислюють як
різницю між початковою концентрацією і рівноважною концентрацією
іонів Fe
2+
, які утворилися при відновленні Fe
3+
, тож: [Fe
3+
]=С(Fe
3+
)-[Fe
2+
].
Аналогічно визначають концентрацію йодид-іонів [I
-
] = С(I
-
)-[Fe
2+
]. Дані
заносять у таблицю.
6. Константу рівноваги, К
с
, для кожного розчину розраховують за
рівнянням (2.6). Обчислюють середнє значення К
с
для двох-трьох
досліджуваних розчинів.
7.
Досліди при підвищеній температурі проводять в тій же послідовності, як
вказано вище, термостатуючи досліджувані розчини в термостаті.
8.
Обчислюють К
с
при температурі 35–40
0
С й тепловий ефект реакції за
рівнянням ізобари Вант-Гоффа для двох температур за рівнянням (2.7).
Контрольні запитання та задачі до лабораторної роботи № 3
1. Як залежить константа рівноваги для сталої температури від початкових
концентрацій KI і/або FeCl
3
?
2. Яким чином можна зрушити рівновагу досліджуваної реакції?
3. Як впливає температура на рівновагу даної реакції?
4. Чи впливає тиск на рівноважну концентрацію йодид-іонів? Обґрунтуйте
свою відповідь.
5. Екзо- чи ендотермічна реакція взаємодії FeCl
3
та KI? Поясніть свою
відповідь.
6. Напишіть вираз К
р
, К
n
для реакції взаємодії FeCl
3
та KI.
7. Як пов’язані величини К
с
, К
р
і К
n
з термодинамічною константою реакції
К
0
?
8. Які фактори впливають на константу рівноваги?
9. Які з констант (К
с
, К
р
, К
n
, К
х
, К
0
) залежать від загального тиску?
10. Напишіть рівняння ізобари Вант-Гоффа в диференційному вигляді.
11. Напишіть рівняння ізобари Вант-Гоффа в інтегральному вигляді.
23
Лабораторна робота № 4
Визначення теплоти дисоціації слабкого електроліту
Мета роботи – визначити за даними кондуктометричних вимірювань
константу рівноваги та тепловий ефект реакції дисоціації слабкого
електроліту.
Короткі теоретичні відомості з роботи
Для слабких електролітів, котрі дисоціюють за схемою
АВ А
n+
+ B
n-
,
(2.8)
константа рівноваги (константа електролітичної дисоціації)
α
1
α
C
]
AB
[
]
[B
]
[A
K
2
n
n
,
(2.9)
або якщо замість концентрації С використовувати обернену їй величину –
розведення V, тоді:
)
α
V(1
α
K
2
,
(2.10)
де α – ступінь дисоціації, тобто доля молекул, які розпалися на іони, від
загальної кількості розчинених молекул (іонізованих та неіонізованих).
Рівняння (2.9) і (2.10) є законом розведення Оствальда.
Для слабких електролітів ступінь дисоціації можна розрахувати за
співвідношенням
0
λ
λ
α
,
(2.11)
де λ – еквівалентна електрична провідність, а саме електропровідність
об’єму електроліту, котрий містить 1 моль-екв розчиненої речовини, між двома
паралельними електродами, які розташовані на відстані 1 м один від одного;
λ
0
– еквівалентна електрична провідність при нескінченному розбавленні
(гранична електропровідність).
Згідно з законом незалежного руху Кольрауша
λ
0
= λ
0+
+ λ
0-
,
(2.12)
де λ
0+
та λ
0-
– іонні еквівалентні електропровідності при нескінченному
розбавленні.
Величини λ
0+
та λ
0-
не залежать від природи та заряду інших іонів, котрі
присутні в розчині, і залишаються незмінними при сталій температурі.
Залежність іонної еквівалентної електропровідності при нескінченному
розбавленні від температури передається формулою:
]
25)
-
(t
β
1
[
λ
λ
0,25
t
0,
,
(2.13)
24
де
0,25
λ
– іонна еквівалентна електропровідність при нескінченному
розбавленні при 25ºС, β – температурний коефіцієнт електричної провідності,
t – температура розчину, ºС.
Еквівалентну електропровідність розраховують за формулою:
1000
С
χ
λ
,
(2.14)
де χ – питома електропровідність, Ом
-1
м
-1
– електропровідність об’єму
розчину між двома паралельними електродами площею 1 м
2
на відстані 1 м;
С – концентрація електроліту, моль/л.
Для визначення питомої електропровідності (χ) розчину, необхідно
виміряти його електричний опір R, котрий пов'язаний з питомою
електропровідністю співвідношенням:
S
χ
1
R
l
,
(2.15)
де l – відстань між електродами, а S – площа поперечного перерізу шару
електроліту між електродами, а їх відношення l/S – стала комірки К.
Для визначення теплового ефекту хімічної реакції ΔΗ необхідна
залежність константи рівноваги від температури, яку обробляють,
користуючись рівнянням ізобари (ізохори) Вант-Гоффа (2.2). Якщо тепловий
ефект реакції є сталим у даному інтервалі температур, то (2.2) трансформується
у:
T
1
R
H
Δ
const
lnK
дис.
c
,
тобто залежність lnK
c
= f(1/T) є прямою з кутовим коефіцієнтом, який складає
величину
R
H
Δ
.
Якщо відомі лише дві константи рівноваги при двох температурах, то
рівняння (2.3) перетворюється в (2.7).
2
1
дис.
c,1
c,2
T
1
T
1
R
H
Δ
K
K
ln
Кондуктометричні вимірювання
Експеримент з визначення електропровідності розчинів слабких
електролітів складається з двох частин:
1) калібрування комірки (визначення сталої комірки) шляхом вимірювання
опору розчину, питома електропровідність якого відома;
2) вимірювання опору досліджуваного розчину слабкого електроліту.
Питому електропровідність можна розрахувати, якщо виміряти опір
розчину електроліту в спеціальній посудині (комірці) між двома платиновими
електродами.
25
1. Калібрування комірки. При калібруванні комірки визначають її сталу.
Стала комірки залежить від конструкції комірки, площі електродів, їх
взаємного розташування, тощо. Для визначення сталої К використовують
0,02 н. розчин KCl. Комірку для вимірювання електропровідності ретельно
промивають, ополіскуючи її не менше як три рази бідистилятом, а потім трьома
порціями досліджуваного розчину. Після цього в комірку наливають 25 (або 50)
мл 0,02 н. KCl, термостатують його, а потім вимірюють загальний опор
розчину. За його значенням та питомою електропровідністю розчину калій
хлориду (таблиця 2.3) обчислюють згідно з (2.15) сталу комірки: К = χ
KCl
· R
KCl
.
Таблиця 2.3
Питома електропровідність розчинів калій хлориду
t, °C
Питома електропровідність
χ, Ом
-1
·
м
-1
, розчинів KCl
з концентрацією, моль/л
0,01
0,02
0,1
1,0
0
0,0775
0,1521
0,715
6,541
5
0,0896
0,1752
0,822
7,414
10
0,1020
0,1994
0,933
8,319
15
0,1147
0,2243
1,048
9,252
20
0,1278
0,2501
1,167
10,207
25
0,1413
0,2765
1,288
11,180
30
0,1552
0,3036
1,412
–
Для вимірювання опору розчинів електролітів, на відміну від провідників
1-го роду, користуються змінним струмом звукової частоти, оскільки сталий
струм спричинює електроліз розчину та поляризацію електродів. Вимірювання
опору проводять за допомогою містка змінного струму (рис. 2.1). Змінюючи
величину градуйованого змінного опору R
м
, домагаються такого положення,
щоб струм у колі нуль-приладу дорівнював нулю. Це відбувається при рівності
потенціалів у точках А та В, коли виконується умова R
м
· R
1
= R
x
· R
2
. Оскільки
R
1
= R
2
, величина R
м
дорівнює невідомому опору R
x
.
Рис. 2.1. Схема для кондуктометричних вимірювань: ДЖ(ЗГ) – джерело живлення (звуковий
генератор); НП – нуль-прилад; R
м
– градуйований змінний опір; R
x
– опір, який вимірюють