Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия

Подождите немного. Документ загружается.

кул гидроксида железа (III), на его поверхности адсорбируются ионы FeО

и противоионы. Укажите знак заряда коллоидной гранулы.

Добавкой каких ионов (в составе соли) можно нейтрализовать заряд

гранул и вызвать их коагуляцию?

4.5.7. Коагуляция золя гидроксида железа (III) электролитами

(опыт 4.7)

Раствор, приготовленный в опыте 4.6, налейте в 4 пробирки до поло-

вины их объема. В одну пробирку добавьте 1–2 капли 0,5 M раствора хло-

рида натрия; во вторую – 1–2 капли 0,5 М раствора сульфата натрия.

В какой пробирке наблюдается помутнение, т.е. коагуляция коллоид-

ных частиц и образование суспензии?

В третью пробирку добавьте насыщенный раствор хлорида натрия до

появления мути.

Обсудите явление устойчивости коллоидных растворов и их коагуля-

цию под действием электролитов.

4.5.8. Адсорбция активированным углем красителя из растворов

(опыт 4.8)

В стеклянную воронку вложить бумажный фильтр, плотно пригнать

его к стенкам воронки, слегка смочить водой. Закрепить воронку в штати-

ве; внести на фильтр 5 – 6 микрошпателей активированного угля (можно

использовать толченый древесный уголь). Взять ½ пробирки интенсивно

окрашенного раствора лакмуса, фуксина или другого раствора и про-

фильтровать его через слой угля.

Сравните окраску раствора до и после фильтрации.

Чем объясняются адсорбционные свойства угля?

4.5.9. Адсорбция активированным углем ионов тяжелых

металлов из растворов (опыт 4.9)

В одну пробирку внести 3–4 капли 0,01 н. раствора соли свинца и до-

бавить 1 каплю 0,01 н. раствора иодида калия. Отметить выпадение обиль-

ного желтого осадка иодида свинца. Составить уравнение протекающей

реакции ионного обмена.

В другую пробирку внести 10–15 капель 0,01 н. раствора нитрата

свинца и добавить 2 микрошпателя активированного угля, закрыть проб-

кой пробирку, встряхивать в течение 2–3 минут. Затем капельной пипет-

кой, обернутой ватой, отобрать 3–4 капли прозрачного раствора соли свин-

ца и перенести в другую чистую пробирку. Внести в нее 1 каплю 0,01 н.

раствора иодида калия и наблюдать результат.

Какое явление называют адсорбцией?

Обсудите адсорбционные свойства активированного угля.

При каких условиях выпадает осадок?

5. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ. ОПРЕДЕ-

ЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ РАСТВОРЕН-

НОГО ВЕЩЕСТВА МЕТОДОМ КРИОСКОПИИ

Свойства растворов, которые зависят только от концентрации частиц

в растворе, но не зависят от их природы, называются коллигативными. К

таким свойствам относятся понижение давления пара растворителя над

раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры

кристаллизации раствора в сравнении с чистым растворителем, осмотиче-

ское давление.

В данной лабораторной работе понижение температуры кристаллиза-

ции раствора по сравнению с температурой кристаллизации чистого

растворителя используется для определения молярной массы неизвестного

растворенного вещества.

5.1. Теоретическое обоснование работы

Из всех растворителей наибольшее значение имеет вода. Рассмотрим

фазовую диаграмму «P – T» воды (рис. 5.1).

Рис. 5.1. Фазовая диаграмма «P – T» воды и водного раствора

При любом сочетании значений давления и температуры вода суще-

ствует в том или ином агрегатном состоянии – в виде льда (область ВОС),

жидкости (область СОА) или пара (область АОВ). На границах этих обла-

стей одновременно в равновесии существуют две фазы. Так, линия ОА

представляет собой кривую равновесия «пар – жидкость», или кривую ки-

пения. Линия ОС характеризует равновесие «жидкость – твердое вещество

(лед)», это кривая плавления. Линия ОВ является кривой сублимации (воз-

гонки), она характеризует равновесие «лед – пар». Точку О называют

тройной точкой воды. Это такая комбинация давления и температуры, при

которой одновременно в равновесии сосуществует все три фазы: лед,

жидкость и пар.

Температурой кипения называют температуру, при которой давление

пара над жидкостью становится равным внешнему атмосферному давле-

нию. Из рис. 5.1 следует, что при давлении Р

внеш

вода будет кипеть при

температуре Т

. Если Р

внеш

= P

атм

= 101 325 Па, то Т

= 100

С. Увеличение

внешнего давления приводит к повышению температуры кипения воды,

тогда как его уменьшение вызывает понижение температуры кипения это-

го растворителя.

Температурой кристаллизации называют температуру, при которой

давление пара над жидкостью становится равным давлению пара надо

льдом (точка Т

на рис. 5.1). Для воды Т

= 0

С.

При каждой температуре давление насыщенного пара над жидко-

стью есть величина постоянная. Экспериментально установлено, что при

растворении в жидкости любого вещества давление насыщенного пара

этой жидкости понижается. Таким образом, давление насыщенного пара

растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым раствори-

телем при той же температуре.

Это явление вытекает из принципа Ле Шателье. Равновесию между

жидкостью и паром

(Н

О)

жидк

↔ (Н

О)

пар

отвечает определенное давление пара. Если растворить в воде некоторое

количество какого-либо вещества, концентрация молекул воды в жидкости

понизится и, в соответствии с принципом Ле Шателье, начнется процесс,

увеличивающий ее, – конденсация водяных паров. В результате новое рав-

новесие установится при более низком давлении пара.

Равновесное давление насыщенного пара растворителя над разбав-

ленными растворами неэлектролитов определяется законом Рауля: отно-

сительное понижение давления пара растворителя над раствором равно

мольной доле растворенного вещества. Математическим выражением это-

го закона является уравнение

),(

вавN

−=

−

∆

(5.1)

где Р

и Р – давление пара соответственно над чистым растворителем и

раствором; ∆Р = Р

– Р – абсолютное понижение давления пара раствори-

теля над раствором; N(в-ва) – мольная доля растворенного вещества.

Это уравнение справедливо для идеальных растворов, т.е. растворов,

в которых отсутствует взаимодействие частиц растворителя и растворен-

ного вещества. Строго говоря, ни один реальный раствор не удовлетворяет

критерию идеальности, однако с достаточной степенью достоверности за-

кон Рауля можно применять к разбавленным растворам неэлектролитов.

Понижение давления пара над раствором находит отражение на фа-

зовой диаграмме «P – T». На рис. 5.1 приведены линии зависимости давле-

ния пара воды над растворами различной концентрации (О

и О

). Со-

гласно закону Рауля, давление водяного пара над раствором на величину

∆Р меньше, чем над водой, поэтому кривая кипения для раствора О

рас-

положена ниже, чем кривая кипения для воды ОА. Из графиков следует,

что равенство давления паров внешнему давлению для растворов достига-

ется при более высокой температуре, чем для чистого растворителя.

Поэтому температура кипения раствора Т

оказывается больше температу-

ры кипения чистого растворителя Т

. При дальнейшем увеличении концен-

трации растворенного вещества (N(в-ва)

> N(в-ва)

) давление пара продол-

жает понижаться. В результате линия О

оказывается ниже линии О

а температура кипения такого раствора – выше температуры Т

При переходе от воды к раствору уменьшается температура кристал-

лизации. Из рис. 5.1 видно, что раствор состава N(в-ва)

кристаллизуется

при температуре Т

, тогда как раствор состава N(в-ва)

– при Т

< T

Таким образом, растворы кипят при более высоких температурах,

чем чистый растворитель, а замерзают при более низких. Эти отклонения

тем больше, чем больше концентрация растворенного вещества в растворе.

Повышение температуры кипения раствора ∆Т

кип

и понижение темпера-

туры его кристаллизации по сравнению с чистым растворителем ∆Т

кр

ока-

зываются прямо пропорциональными моляльной концентрации растворен-

ного вещества C

(моль / 1 кг растворителя):

∆Т

кип

= Е · С

, (5.2)

∆Т

кр

= К · С

, (5.3)

где ∆Т

кип

= t

кип(р-р)

– t

кип(р-тель);

∆Т

кр

= t

кр(р-тель)

– t

кр(р-р)

; Е – эбуллиоскопичес-

кая постоянная растворителя; К – криоскопическая постоянная растворите-

ля.

Эти константы зависят от природы растворителя, не зависят от при-

роды растворенного вещества и формально равны соответственно повыше-

нию температуры кипения и понижению температуры кристаллизации од-

номоляльных растворов неэлектролитов. Константы К и Е для наиболее

часто используемых растворителей приведены в табл. 5.1.

Таблица 5.1

Криоскопические и эбуллиоскопические постоянные некоторых жидкостей

Растворитель

кр,

К,

К·кг/моль

кип,

Е,

К·кг/моль

Вода H

O 0 1,86 100 0,52

Бензол С

5,5 5,12 80,1 2,53

Тетрахлорметан CCl

–23 30 76,5 5,03

Еще одним коллигативным свойством раствора, как указывалось

выше, является осмотическое давление.

Осмос – это явление одностороннего самопроизвольного проникно-

вения молекул растворителя в раствор через полупроницаемую мембрану.

Эта мембрана проходима для молекул растворителя и непроходима для

растворенного вещества. Если в чистый растворитель опустить трубку с

раствором, нижнее отверстие которой закрыто такой мембраной, то через

некоторое время объем жидкости в трубке увеличится – раствор поднимет-

ся над уровнем растворителя. Гидростатическое избыточное давление,

создаваемое раствором, препятствующим диффузии растворителя через

полупроницаемую мембрану в раствор, называется осмотическим давле-

нием. Оно численно равно тому давлению, которое необходимо прило-

жить к поверхности раствора в трубке, чтобы вернуть его уровень в исход-

ное положение и тем самым предотвратить осмос. Такой процесс сопрово-

ждается выходом («выдавливанием») растворителя из раствора и называет-

ся обратным осмосом.

Зависимость осмотического давления раствора неэлектролита от его

молярной концентрации выражается законом Вант-Гоффа:

осм

= С

· R ·T. (5.4)

Из формулы (5.4) следует, что осмотическое давление раствора не-

электролита прямо пропорционально его молярной концентрации и абсо-

лютной температуре. С учетом выражения (2.3)

рарвав

вав

осм

⋅

−−

−

, или

.RT

вав

раросм

⋅=⋅

−

(5.5)

Аналогия выражения (5.5) с уравнением Клапейрона – Менделеева

(формула (1.5)) позволяет дать следующую формулировку закона Вант-

Гоффа: осмотическое давление равно тому давлению, которое имело бы

растворенное вещество, если бы оно было газом и занимало бы при дан-

ной температуре объем раствора.

Осмотические явления широко распространены в природе. В технике

для очистки сточных вод и опреснения морской воды используют обрат-

ный осмос.

Основанный на применении закона Вант-Гоффа метод определения

молярной массы растворенного вещества по измерению осмотического

давления раствора называется осмометрией.

Для растворов электролитов изменение коллигативных свойств ока-

зывается больше теоретически вычисленного по формулам (5.1) – (5.5) в

результате увеличения числа частиц в растворе за счет диссоциации.

В настоящей работе для определения молярных масс растворенных

веществ используется метод криоскопии, в основе которого лежит измере-

ние температуры кристаллизации раствора.

Поскольку моляльная концентрация раствора связана с массой раство-

ренного вещества m

(в-ва)

и массой растворителя в граммах m

(р-тель)

соотноше-

нием (2.5)

1000

телярвав

вав

mМ

−−

−

⋅

то, подставив это выражение в уравнение (5.3), получим

)()(

1000)(

тельрmвовM

вовm

KCKT

mкр

−⋅−

⋅−

⋅=⋅=∆

(5.6)

Отсюда

)(

1000)(

)(

тельрmT

вовm

KвовM

кр

−⋅∆

⋅−

⋅=−

(5.7)

В данной работе экспериментально определяют температуру кри-

сталлизации водного раствора, затем по формуле (5.7) рассчитывают мо-

лярную массу растворенного вещества.

Значение температуры кристаллизации раствора под воздействием

охлаждающей среды определяют из кривой охлаждения (t,

C – τ). Пример-

ный вид кривых охлаждения растворителя (воды) и водного раствора пока-

зан соответственно на рис. 5.2 и 5.3.

Как видно из рис. 5.2, кривая охлаждения воды содержит участок,

соответствующий ее охлаждению ниже 0

С (отрезок В’Б). После появле-

ния первых кристаллов льда (точка Б) температура воды повышается (от-

резок БВ), а затем остается постоянной до тех пор, пока вся вода во вну-

тренней пробирке прибора не замерзнет полностью (участок ВГ). Далее

происходит постепенное охлаждение кристаллов льда до температуры

охлаждающей смеси (участок ГД). Температуре кристаллизации раствори-

теля соответствует точка В на кривой охлаждения.

Рис. 5.2. Кривая охлаждения растворителя (воды)

Рис. 5.3. Кривая охлаждения раствора

При охлаждении раствора неэлектролита (рис. 5.3) сначала также на-

блюдается его переохлаждение (участок В’Б), выпадение первых кристал-

лов льда (точка Б) и повышение температуры раствора (участок БВ). От-

личие кривых замерзания растворителя и раствора заключается в том, что

последний замерзает в некотором температурном интервале, так как в про-

цессе замерзания из раствора частично удаляется растворитель и повыша-

ется концентрация растворенного вещества. Это вызывает дальнейшее по-

нижение температуры замерзания раствора (участок ВГ). Затем начинают

одновременно кристаллизоваться вода и растворенное вещество, и темпе-

ратура раствора остается постоянной (участок ГД). Далее температура по-

нижается до температуры охлаждающей смеси (участок ДЕ). Температуре

кристаллизации раствора соответствует точка В.

5.2. Экспериментальная часть

Реактивы: водный раствор неизвестного неэлектролита А с массо-

вой долей растворенного вещества 30% (плотность раствора – 1,08 г/см

дистиллированная вода, лед, поваренная соль.

Оборудование: криостат – прибор для криоскопических исследова-

ний (рис. 5.4); химический стакан для приготовления исследуемого раство-

ра; кристаллизатор для приготовления охлаждающей смеси; две бюретки

(с 30%-ным раствором вещества А и дистиллированной водой); шпатель;

секундомер.

Рис. 5.4. Прибор для криоскопических исследований (криостат):

1 – внутренняя пробирка; 2 – пробка внутренней пробирки;

3 – термометр с ценой деления 0,1

С; 4 – крышка;

5 – стеклянный сосуд с охлаждающей смесью

Ход работы

1. Приготовьте раствор для исследования. Для этого в химический

стакан с помощью бюретки сначала налейте a см

30%-ного раствора веще-

ства А. Затем с помощью другой бюретки внесите в этот же стакан b см

дистиллированной воды. (Значения объемов a и b указывает преподава-

тель.) Полученный раствор тщательно перемешайте.

2. В кристаллизаторе приготовьте охлаждающую смесь из льда и

соли. Заполните ею стеклянный сосуд криостата.

3. Внутреннюю пробирку криостата приблизительно до ½ ее объема

заполните приготовленным раствором вещества А. Не пытайтесь залить в

пробирку весь приготовленный раствор! Убедитесь, что при погружении

пробирки в криостат раствор в ней будет полностью окружен охлаждаю-

щей смесью.

4. Поместите пробирку с раствором в охлаждающую смесь и изме-

ряйте температуру в пробирке через каждые 15 с. Осторожно перемеши-

вайте раствор в пробирке термометром, стараясь не повредить его.

5. Полученные экспериментальные данные запишите по форме

табл. 5.2.

6. Продолжайте измерение температуры до тех пор, пока она не до-

стигнет значения –10

С. По окончании опыта выньте внутреннюю пробир-

ку из криостата, поместите ее под струю теплой водопроводной воды и до-

ждитесь, пока кристаллы расплавятся. Затем раствор из пробирки можно

вылить.

Таблица 5.2

Зависимость температуры раствора от продолжительности охлаждения

τ, с 15 30 45 60 75 90 105 120 …

7. По данным таблицы постройте график зависимости температуры

раствора от времени его охлаждения t = f(τ) в пределах изменения темпера-

тур от +5 до –10

С (точки, выходящие за эти границы, на график не нано-

сите). Вид полученного графика должен соответствовать рис. 5.3.

8. По графику определите температуру кристаллизации раствора

кр(р-ра)

. Вычислите понижение температуры кристаллизации раствора в

сравнении с чистым растворителем ∆Т

кр

9. Вычислите массу растворенного вещества и массу растворителя в

приготовленном растворе:

в-ва

= V

р-ра А

· ρ

р-ра

· С(А); m

в-ва

= a · 1,08 · 0,3 = … г;

воды

= V

р-ра А

· ρ

р-ра

· (1 – С(А)) + V

воды

· ρ

воды

;

воды

= а · 1,08 · (1 – 0,3) + b · 1 = … г.

10. По формуле (5.7) рассчитайте молярную массу неизвестного не-

электролита А.

11. Узнайте у преподавателя справочное значение М(А) и вычислите

относительную ошибку определения молярной массы вещества А:

%.100

⋅

−

=δ

справ

экспсправ

(5.8)

5.3. Контрольные вопросы

1. От чего зависят температуры кипения и кристаллизации раствора?

2. Что характеризуют криоскопическая и эбуллиоскопическая посто-

янные?

3. Как можно использовать данные по определению температуры

кристаллизации раствора для определения молярной массы растворенного

вещества?

4. Каким образом можно использовать данные по определению тем-

пературы кристаллизации раствора для обнаружения диссоциации элек-

тролитов в водных растворах?

5. В каком из следующих 0,1-моляльных растворов: а) HNO

;

б) NaCl; в) C

; г) CuSO

; д) BaCl

– изменение температуры кристал-

лизации будет наибольшим?

5.4. Примеры контрольных задач по теме лабораторной работы

1. Раствор, содержащий 2,5 г C

OH в 91 г бензола, начинает кри-

сталлизоваться при 3,8

С. Вычислите криоскопическую постоянную бен-

зола, зная, что чистый бензол кристаллизуется при 5,5

С.

2. Определите молярную массу спирта, если известно, что раствор,

содержащий 0,874 г спирта в 100 г воды, начинает кристаллизоваться при

температуре –0,354

С.

3. При какой температуре замерзает антифриз, состоящий из 9 л

воды и 2 л метилового спирта СН

ОН (плотность 0,8 г/см

6. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

6.1. Основные понятия и закономерности

Соединения, растворы и расплавы которых проводят электрический

ток, называют электролитами.

Согласно теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

(1887 г.):

при растворении кислоты, основания и соли диссоциируют на ионы;

диссоциация протекает лишь частично; доля диссоциированных мо-

лекул называется степенью диссоциации (0 <α< 1); разбавление и рост

температуры приводит к увеличению α;

к равновесию диссоциации применим закон действующих масс.

Для равновесия НСN ↔ H

+ CN

–