ВСТУП

Мета лабораторного практикуму з дисципліни "Фізична хімія" – дослідним шляхом вивчити основні закономірності перебігу фізико-хімічних процесів; засвоїти експериментальні методи дослідження хімічних реакцій, властивостей різноманітних дисперсних систем; сформувати навички застосування фізико-хімічних методів досліджень для вирішення основних задач сучасної технології.

Перед виконанням лабораторної роботи студент має чітко уяснити тему та мету роботи; засвоїти основні теоретичні поняття і закономірності, що використовуються у даній роботі; ознайомитись із методом її виконання й експериментальною установкою.

Результати виконаної лабораторної роботи оформляють у вигляді звіту. Зміст звіту такий:

1. Назва лабораторної роботи, дата її виконання.

2. Мета роботи.

3. Основні теоретичні закономірності, що описують поведінку досліджуваної фізико-хімічної системи; запис основних формул. Короткі відомості про метод визначення швидкості реакції.

4. Запис результатів вимірювань за запропонованою формою (таблиці).

5. Детальний запис усіх розрахунків із поясненнями (обов'язково вказувати розмірності величин!).

6. Всі графіки креслять на міліметровому папері у раціональному масштабі з достатньою точністю.

7. Висновки з роботи, оцінка похибки експерименту, порівняння отриманих величин із відповідними табличними значеннями або літературними даними.

---

Лабораторна робота № 1

ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОТИ випаровування РІДИНИ

Мета роботи: визначити молярну та питому теплоту випаровування рідини та зміну ентропії випаровування речовини.

Основним законом фазової рівноваги є правило фаз Гіббса:

C = K – Ф + n, (1.1)

де C – число термодинамічних ступенів свободи рівноважної системи, K – число компонентів, Ф – число фаз, n – число зовнішніх параметрів, що впливають на фазову рівновагу (якщо таких параметрів два – тиск і температура, то n = 2, якщо такий параметр один – температура, то n = 1).

Для фазових переходів у однокомпонентних системах основним рівнянням, що пов’язує рівноважні тиск і температуру, є рівняння Клапейрона-Клаузіуса:

. (1.2)

Для рівноважного процесу випаровування-конденсації рідини рівняння Клапейрона-Клаузіуса можна записати в такій формі:

, (1.3)

де ΔН – теплота випаровування рідини.

Якщо у відносно вузькому інтервалі температур вважати величину ΔН_випар сталою, то після інтегрування рівняння (1.3) отримуємо:

, (1.4)

де const – стала інтегрування.

Відповідно до рівняння (1.4), у координатах lnP, 1/T виходить пряма лінія (рис. 1.1), тангенс кута нахилу якої дорівнює ΔH_випар/R, звідки можна знайти теплоту випаровування ΔH_випар.

Зміну ентропії у процесі випаровування можна визначити за формулою:

ΔS = ΔH_випар / Т. (1.5)

Рис. 1.1. Залежність lnP, 1/T в координатах рівняння Клапейрона-Клаузіуса

Послідовність виконання роботи

1. У скляну посудину (1) (рис. 1.2) вміщують рідину (за вказівкою викладача – вода, етанол, ацетон, тощо), вставляють термометр (2), ртутний резервуар якого перев’язаний тонким шаром вати, що частково занурена у рідину.

Рис. 1.2. Схема установки для визначення теплоти випаровування рідини 1 – скляна посудина, 2 – термометр, 3 – трійниковий кран, 4 – електричний нагрівач, 5 – ртутний манометр, 6 – холодильник, 7 – додаткова ємність (для підтримання сталого тиску у системі протягом кипіння рідини)

2. Перевіряють систему на герметичність. Для цього щільно закривають посудину термометром, за допомогою насосу Комовського відкачують повітря з системи до залишкового тиску 30-35 мм рт. ст. Після цього відключають посудину від вакуумної лінії поворотом трійникового крану (3). Якщо протягом 2-3 хвилин після цього рівень ртуті у манометрі не змінюється, то система герметична.

3. Не відкриваючи трійниковий кран, підключають електричний нагрівач (напругу задавати не більше 150 В). Дочекатися, поки рідина закипить (повинна перестати змінюватися її температура), зафіксувати значення температури та показання манометру (h₁ і h₂), записати їх у таблицю.

4. На декілька секунд поворотом крану (3) з’єднують посудину з атмосферою, підвищуючи тиск у системі приблизно на 30-40 мм рт. ст. Коли рідина знову закипить (встановиться рівновага), знову визначають температуру та показання манометру h₁ і h₂. Таку процедуру проводять кілька раз, підвищуючи тиск. Останній вимір проводять при відкритому крані (3), коли h₁ + h₂ = 0.

---

5. Користуючись барометром, визначають атмосферний тиск Р_атм (мм рт. ст.).

6. Для кожного значення температури кипіння розраховують значення температури Т (за шкалою Кельвіна), величину 1/Т, значення тиску у системі Р = Р_атм – (h₁ + h₂) у мм рт. ст. і значення натурального логарифму тиску ln P. Заповнюють наступну таблицю.

Таблиця 1.1

Досліджувана рідина ___________________

Атмосферний тиск Р_атм = ___________ мм рт.ст.

t, C	T, K	(1/T)103, K-1	h1, мм рт. ст.	h2, мм рт. ст.	Р = Ратм – (h1 + h2), мм рт. ст.	ln Р
...	...	...	...	...	...	...

7. На міліметровому папері будують графіки у координатах P = f(T) та lnP = f(1/T). Визначають тангенс кута нахилу на останньому графіку і розраховують молярну теплоту випаровування рідини.

8. Поділивши молярну теплоту випаровування (у Дж/моль) на молярну масу рідини (у г/моль), визначають питому теплоту випаровування (у Дж/г). Для довільно вибраної температури кипіння з дослідженого інтервалу розраховують зміну ентропії (молярну і питому) для процесу випаровування.

Лабораторна робота № 2

Визначення константи дисоціації та теплоти дисоціації слабкого електроліту

Мета роботи: визначити константу дисоціації та теплоту дисоціації слабкої кислоти.

Для слабкого електроліту АВ, що дисоціює відповідно до наступного рівняння реакції АВ  А⁺ + В^-, вираз для константи рівноваги (константи електролітичної дисоціації) має вигляд:

, (2.1)

де   ступінь електролітичної дисоціації, с  молярна (аналітична) концентрація слабкого електроліту (в моль/дм³).

Ступінь електролітичної дисоціації визначається рівнянням:

, (2.2)

де   еквівалентна електропровідність розчину (Ом^-1м²моль-екв^-1), λ⁰ – еквівалентна електропровідність розчину електроліту при нескінченному розбавленні.

Відповідно до закону незалежного руху іонів (закон Кольрауша):

, (2.3)

де і  електропровідності катіона і аніона (рухомості) при нескінченному розбавленні. Значення і наведені у довідковій літературі.

Еквівалентна електропровідність  можна розрахувати, знаючи величину питомої електропровідності за формулою:

, (2.4)

де   питома електропровідність (Ом^-1м^-1), с – концентрація електроліту (в моль/дм³).

Питому електропровідність розчину електроліту можна визначити, вимірявши опір цього розчину у спеціальній посудині між двома платиновими електродами.

Електричний опір (R) будь-якого провідника (в тому числі розчину електроліту) прямо пропорційний його довжині l і зворотно пропорційний площі поперечного перерізу провідника S:

, (2.5)

де ρ – питомий опір провідника (Омм).

Величина, обернена питомому опору, є питомою електропровідністю χ:

. (2.6)

У випадку розчинів електролітів величину називають сталою посудини для вимірювання електропровідності К (м^-1). Таким чином, визначивши сталу посудини К і вимірявши опір досліджуваного розчину R, можна розрахувати його питому електропровідність:

---

. (2.7)

Послідовність виконання роботи

1. Складають схему для вимірювання опору розчинів (рис. 2.1). Генератор і осцилограф вмикають у мережу 220 В, далі вмикають тумблери "Сеть". При правильному налаштовуванні через 2-3 хвилини на екрані осцилографа з'являється сигнал у вигляді однієї або декількох синусоїд, які перетинаються.

Рис. 2.1. Схема для вимірювання опору розчинів

ДЖ (ЗГ) – джерело живлення (звуковий генератор); НП – нуль-прилад; R_x – опір, що вимірюється; R_n – градуйований змінний опір

2. Визначають сталу посудини для вимірювання електропровідності. Для цього слід виміряти опір розчину з відомою електропровідністю. У даній роботі використовують 0,02 М розчин KCl, величина питомої електропровідності якого для різних температур наведена у довідкових таблицях.

У посудину для вимірювання електропровідності наливають 25 мл 0,02 М розчину KCl, її приєднують до клем R_x (позиція 7 на рис. 2.2). Перемикач живлення 1 встановлюють у позицію "". За допомогою декадного перемикача 4 й верньєра реохорда 6 урівноважують міст (тобто виводять сигнал змінного струму – синусоїду – на екрані осцилографа до мінімального значення амплітуди – прямої лінії). Величина опору розчину дорівнює добутку показань на шкалі реохорда 5 та декадного перемикача 4. Вимірювання опору повторити 2-3 рази.

Рис. 2.2. Передня панель реохордного мосту

1 – перемикач живлення; 2 – клеми підключення осцилографа; 3 – клеми мережі змінного струму; 4 – декадний перемикач плеча порівняння; 5 – шкала реохорда; 6 – верньєр реохорда; 7 – клеми підключення посудини; 8 – клеми підключення звукового генератора

Після закінчення вимірювань перемикач 1 повертають у вихідне (середнє) положення. Розчин KCl виливають і посудину ретельно промивають дистильованою водою. Записують значення кімнатної температури, за якої виміряний опір розчина хлориду калію.

4. у посудину для вимірювання електропровідності з платиновими електродами залити 25 мл 0,1 н. розчину оцтової кислоти HАc (досліджуваний слабкий електроліт) і виміряти його електричний опір.

5. Не виливаючи розчину оцтової кислоти, перенести посудину для вимірювання електропровідності до заздалегідь включеного термостату ( 60 С). Зачекати 5-10 хвилин, поки розчин не нагріється до заданої температури, та виміряти його електричний опір. Записати значення температури у термостаті за допомогою термометра.

6. Оскільки оцтова кислота є леткою речовиною, то для встановлення її точної концентрації слід провести титрування. Піпеткою відбирають 10 мл проби від досліджуваного розчину оцтової кислоти, переносять пробу у колбу для титрування, додають декілька крапель індикатору – розчину фенолфталеїну і титрують гідроксидом натрію (0,1 н.) до слабко-рожевого забарвлення, яке не зникає протягом 15-30 с. Відбір проб та титрування проводять 2-3 рази.

---

7. Сталу посудини K обчислюють за допомогою рівняння (2.7), підставляючи замість R виміряне значення електричного опору розчину KCl. Питому електропровідність 0,02 н. розчину KCl при температурі досліду взяти з довідника або скористатися наступним фрагментом довідникової таблиці:

Питома електрична провідність 0,02 н. розчину КСl в інтервалі 0–30°С

Температура, °С	0	5	10	15	20	25	30
χ, Ом-1м-1	0,1521	0,1752	0,1994	0,2243	0,2501	0,2765	0,3036

8. Знаючи величину сталої посудини K, визначають питому електропровідність розчинів оцтової кислоти за рівнянням (2.7) для двох температур.

9. Визначають точну концентрацію розчину оцтової кислоти за результатами титрування:

,

де C_NaOH  концентрація титранту (0,1 н.), V_NaOH  об’єм титранту, що пішов на титрування проби (мл), V_HAc  об’єм проби кислоти (10 мл).

10. Визначають еквівалентну електропровідність розчину оцтової кислоти за рівнянням (2.4) для двох температур.

11. Обчислюють значення еквівалентної електропровідності при нескінченому розбавленні за рівнянням (2.3). Еквівалентні електропровідності при нескінченому розбавленні катіонів і аніонів для обох температур визначають за формулою:

,

де  еквівалентна електропровідность при нескінченому розбавленні при 25 С (349,810^-4 Ом^-1м²моль-екв^-1 для іона H⁺ і 40,9 10^-4 Ом^-1м²моль-екв^-1 для іона Ac^-),   температурний коефіцієнт електропровідності (0,0142 для іона H⁺ і 0,0206 для іона Ac^-), t  задана температура у градусах за шкалою Цельсія.

12. За рівнянням (2.2) визначають ступені дисоціації, а за рівнянням (2.1)  константи електролітичної дисоціації слабкого електроліту при обох температурах.

13. Теплоту дисоціації знаходять за рівнянням:

,

де і  величини константи дисоціації при температурах T₁ i T₂ відповідно (температури у це рівняння підставляють за шкалою Кельвіна).

Лабораторна робота № 3

ВИВЧЕННЯ КІНЕТИКИ РЕАКЦІЇ РОЗКЛАДУ КАРБАМІДУ У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ

Мета роботи: дослідити кінетику реакції кондуктометричним методом; визначити константу швидкості графічним методом.

У водних розчинах за температур, що перевищують 50 С, реакція гідролізу карбаміду описується сумарним рівнянням:

. (3.1)

Ця реакція є складною і проходить у дві стадії. Спочатку карбамід ізомеризується у ціанат амонію:

(швидко), (3.2)

а потім йде практично необоротний гідроліз з утворенням карбонату амонію:

. (3.3)

Ця стадія йде повільно і визначає загальну швидкість реакції:

. (3.4)

Перша стадія описується константою рівноваги:

, (3.5)

звідки: [NH₄CNO] = K_C  [CO(NH₂)₂]. (3.6)

Тоді  = k₂  K_C  [CO(NH₂)₂]  [H₂O]ⁿ. (3.7)

оскільки вода береться у великому надлишку, можна припустити, що її концентрація за час спостереження (протягом 2 годин) лишається практично незмінною. Тому можна вважати, що k₂  K_C  [H₂O]ⁿ = k_еф, де k_еф – ефективна константа швидкості реакції розкладу карбаміду. Таким чином, досліджуваний процес є реакцією першого псевдопорядку:

---

Смотрите также файлы

• Тимченко Тех мягк маргарdoc.doc

• Лаб_ПТЦА_6.doc

• Лаб_ПТЦА_4.doc

• МВ Особисті документи.doc

• МВ 1758 техн 8-й.doc