Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

ПОИСК

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

    Криоскопическое определение степени диссоциации и молекулярной массы [c.91]

    Другим методом экспериментального определения степени диссоциации является криоскопический метод, основанный на определении кажущейся молекулярной массы М , которая представляет собой среднее значение масс ионов и недиссоциированных молекул  [c.192]

    Коллигативные свойства можно использовать для определения молекулярной массы вещества. Например, если, зная массу т растворенного вещества, определить температуру замерзания (кипения) раствора, то. найдя понижение, повышение) температуры замерзания (кипения) раствора, можно вычислить число молей п раств оренного вещества, а затем и саму молекулярную массу вещества М = т1п. Таким образом можно определить степень диссоциации или ассоциации вещества в растворе. В этом случае следует умножить правую часть уравнений (355) и (356) на введенный Вант-Гоффом в соответствии с уравнением (322) коэффициент . Понижение температуры замерзания раствора повареной соли примерно в два раза больше, чем для раствора сахарозы той же моляльной концентрации. На практике чаще используют криоскопический метод, так как он более прост в экспериментальном исполнении, а кроме того, как правило, криоскопическая константа для одного и того же растворителя больше, чем эбулиоскопическая. Для растворителя камфары, например, =40 К-кг/моль. [c.281]

    Криоскопия. Метод анализа, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворов, называется крио-скопическим методом. Он так же, как и эбулиоскопический метод, применяется при определении массы одного киломоля (молекулярной массы) неэлектролитов и степени диссоциации электролитов.

В отличие от эбулиоскопического метода криоскопический метод более широко применяется. Это объясняется тем, что экспериментальное определение понижения температуры замерзания растворов менее капризно и вследствие этого измеряется с большей точностью, чем повышение температуры кипения.

Кроме того, уравнение (1Д1,45) показывает, что при данном значении киломолял ь-ности т Ьонижение температуры замерзания раствора будет т ем больш , «а значит может быть измерено тем точнее, чем больше криоскопическая константа Eg. Последняя, как правило, значительно больше, чем эбулиоскопическая постоянная.

Например, криоскопическая и эбулиоскопическая константы вольфрама соответственно равны 575 и 79 град кг — кмоль . Вместе с тем большое численное значейие криоскопических констант металлов обусловливает и значительную трудность точного определения температуры их плавления.

Действительно, температура плавления вол14рама, содержащего всего лишь 0,1% примесей, например железа, будет ниже его истинной температуры плавления на [c.147]

    Точность криоскопических определений зависит главным образом от точности измерения разностей температур замерзания растворителя и раствора. С большой точностью температуру измеряют с помощью дифференциального термометра или, как его часто называют, термометра Бекмана (рис. 76). В отличие от обычных термометров он имеет два резервуара — нижний и верхний. Резервуары соединены капиллярной трубкой с прикрепленной к ней шкалой. Вся шкала разделена на 5 градусов с делениями в 0,01° С. С помощью лупы на этом термометре можно производить отсчеты с точностью до 0,002° С. Если с такой точностью измерить разность температур замерзания растворителя и раствора, то ошибка определения степени диссоциации или молекулярной массы вещества будет составлять 1—2%- [c.97]

    Зная массу взятой для опыта соли, ее молекулярный вес, массу растворителя и его криоскопическую константу и величину понижения температуры замерзания раствора, вычисляют коэффициент Вант-Гоффа, а по последнему находят степень диссоциации. Сравнивают полученное значение с теоретическим и находят относительную ошибку определения. [c.121]

    Эбулиоскопические измерения (измерения повышения температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем, А 7) могут быть использованы для определения термодинамической активности растворителя в растворе, а также молекулярной массы растворенного вещества или его состояния (степени диссоциации или ассоциации). Эбулиоскопические измерения по сравнению с криоскопическими имеют то преимущество, что они могут быть выполнены в достаточно широком интервале температур путем изменения внешнего давления над раствором (и, следовательно, может не потребоваться последующий пересчет, например, термодинамической активности растворителя на желаемую температуру). Однако на практике они используются намного реже, чем криоскопические. Это связано в первую очередь с тем, что для одного и того же растворителя эбулиоскопическая постоянная обычно в несколько раз меньше, чем криоскопическая, и, следовательно, для получения результатов с той же точностью требуется определять изменение температуры в несколько раз точнее. Последнее осложняется необходимостью прецизионного поддержания заданного внешнего давления, склонностью растворов к перегреву, уносом растворителя и растворенного вещества в процессе кипения и др. [c.635]

Смотреть главы в:

Практикум по общей и неорганической химии с применением полумикрометода -> Криоскопическое определение степени диссоциации и молекулярной массы

Диссоциация определение

Масса определение

Молекулярная масса

Молекулярная масса определение

Молекулярный вес (молекулярная масса))

Молекулярный вес криоскопическое

Молекулярный вес, определение

Степень диссоциации

криоскопическая

© 2019 chem21.info Реклама на сайте

Источник: https://www.chem21.info/info/1498819/

Криометрический метод в исследовании растворов

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

 Государственное  учреждение образования

«Гимназия №1 имени академика Е.Ф. Карского г. Гродно»        Криометрический метод в исследовании растворов      

Руководитель:

Броисевич Т.Е., учитель химии

Хох Александра Игоревна,

учащаяся 9 «У» класса

ВВЕДЕНИЕ

Всем хорошо известно, что в зимний период времени оледеневшие дорожки посыпают солью, что заставляет таять лёд. На чём же основано такое свойство льда?

В быту мы нередко применяем растворы некоторых неорганических солей и спиртов, называемые антифризы. Такие растворы используются для охлаждения цилиндров автомобильных, тракторных и авиационных двигателей при эксплуатации их в зимнее время. С чем связано не замерзание антифризов при температурах ниже 0 градусов по Цельсию, если вода при такой температуре превращается в лёд?

В повседневной жизни мы постоянно встречаемся с растворами. Мама солит огурцы или растворяет порошок от кашля в большом количестве воды. А можно привести и ещё проще пример – мы завариваем каждый день чай и всыпаем по вкусу сахар. И, наверное, вы заметили, что вода, в которой растворена поваренная соль или сода, кипит дольше, чем обычная вода в чайнике. Почему?

А если поставить замерзать такие растворы в холодильник, то они замерзать будут так же дольше, чем простая вода. И снова, почему? Чтобы найти ответы на все эти вопросы мы решили обратиться к литературе, из которой узнали о коллигативных свойствах растворов.

Четыре свойства разбавленных растворов нелетучего вещества в летучем растворителе традиционно объединяются под названием коллигативных свойств:

    1. Понижение давления пара растворителя.
    2. Повышение температуры кипения растворителя.
    3. Понижение температуры замерзания растворителя.
    4. Явление осмотического давления.

Эти свойства называются коллигативными потому, что они зависят от количества имеющихся молекул или ионов растворенного вещества, а не от природы растворенных частиц[3]. Мы решили изучить свойство понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистого растворителя.

Заинтересовавшись этой темой, мы приступили к изучению такого метода исследования растворов как криометрия. В ходе нашей работы использовались вещества, применяемые в быту.

В лабораторной практике криометрический метод нашёл значительно большее распространение по сравнению с эбулиометрическим методом, так как измерять точки замерзания растворов значительно проще и безопаснее, чем точки их кипения.

С помощью криометрии можно узнать такие параметры раствора, как криоскопическая константа растворителя, молярная масса растворённого вещества, изотонический коэффициент Вант-Гоффа и степень диссоциации растворённого вещества.

Температурой замерзания жидкости является такая температура, при которой давление насыщенного пара над кристаллами льда и над жидкостью одинаковы. При внесении в жидкость какого-либо вещества условия для испарения ухудшаются.

Например, сокращается площадь испарения, занятая неиспаряющимися частицами растворённого вещества, уменьшается мольная доля растворителя. Следовательно, давление пара над раствором понижается. По закону Рауля давление пара понижается пропорционально концентрации растворённого вещества.

Из этого следует, что понижение температуры замерзания раствора неэлектролита будет прямопропорционально концентрации растворённого вещества.

где K – криоскопическая константа растворителя, а b – моляльность раствора.

Криоскопическая константа растворителя – величина, показывающая понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 моль растворённого вещества на 1 кг растворителя.

Моляльность раствора – величина, показывающая содержание количества молей растворённого вещества на 1 кг растворителя.

Моляльность рассчитывается по формуле:

Тогда, объединив две формулы, можно рассчитать молекулярную массу растворённого вещества:

Однако не во всех растворах можно применить формулу для температуры замерзания. Так в растворах электролитов ∆tзам. будет больше, чем в растворах неэлектролитов, так как электролиты диссоциируют, что увеличивает количество частиц в растворе. Такое отклонение характеризуется коэффициентом Вант-Гоффа:

Зная величину i, можно рассчитать степень диссоциации электролитов:

где n – количество ионов, образующиеся при диссоциации одной молекулы. Для растворов идеальных сильных электролитов i→n, а α→1. В реальных же растворах и i

Источник: https://www.referat911.ru/Himiya/kriometricheskij-metod-v-issledovanii-rastvorov/183749-2299393-place1.html

Кафедра физхимии ЮФУ (РГУ) — Практикум по физической химии — Криоскопия

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

Кафедра физхимии ЮФУ (РГУ)

ПРАКТИКУМ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

для студентов химического факультета

Работа № 8
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ РАСТВОРЁННОГО ВЕЩЕСТВА КРИОСКОПИЧЕСКИМ МЕТОДОМ

Задания к работе

1. Настроить термометр Бекмана на используемый температурный интервал.

2. Определить температуру замерзания чистого растворителя и температуру начала кристаллизации раствора неэлектролита.

3. Рассчитать моляльную концентрацию раствора и молекулярную массу растворенного вещества.

4. Вычислить относительную ошибку определения молекулярной массы и предельную погрешность метода; сравнить полученные величины.

Описание работы

Схема установки, используемой для криоскопических измерений, приведена на рис. 1. В опыте используется дифференциальный термометр Бекмана, который предварительно должен быть настроен на используемый интервал температур.

Следует учитывать, что при неосторожном обращении с термометром Бекмана может произойти падение капельки ртути в верхний резервуар термометра, и его настройку придётся производить заново. Для точных измерений необходимо, чтобы охлаждение исследуемой жидкости происходило как можно медленнее.

Для этого служит воздушная прослойка между внешней и внутренней пробирками. При проведении опыта исследуемую жидкость необходимо постоянно перемешивать для её равномерного охлаждения.

 
    

 
1. Калибровка термометра Бекмана

Для определения понижения температуры кристаллизации раствора термометр Бекмана необходимо откалибровать. Для этого в первом опыте замораживают дистиллированную воду.

В тщательно промытую дистиллированной водой и высушенную внутреннюю пробирку наливают 50 мл дистиллированной воды. Термометр Бекмана помещают в пробирку таким образом, чтобы нижний резервуар термометра был полностью погружён в воду. Внутреннюю пробирку с термометром и мешалкой помещают во внешнюю и погружают последнюю в охлаждающую смесь.

Непрерывно перемешивая воду, наблюдают за перемещением столбика ртути в капилляре термометра. При проведении опыта обычно имеет место переохлаждение воды (примерно на 1 °С). В этом случае вслед за медленным понижением уровня ртути в капилляре наблюдается его быстрое повышение и стабилизация на значении, которое отвечает температуре кристаллизации воды.

Полученное значение tо на шкале термометра Бекмана, отвечающее 0 °С, записывается.

Внутреннюю пробирку вынимают из внешней и осторожно нагревают рукой для расплавления образовавшихся кристаллов льда (при правильном проведении опыта кристаллы должны образовываться в объёме жидкости, а не на стенках пробирки). После того, как все кристаллы расплавились и температура воды повысилась на 1-2 °С выше tо, опыт повторяют. Если разность между первым и вторым полученными значениями tо превышает 0.1 °С, опыт проводят ещё раз.

По результатам проведённых опытов рассчитывают среднее значение  на шкале термометра Бекмана, отвечающее 0 °С, которое используется в дальнейшем для расчёта понижения температуры кристаллизации раствора.

 
2. Определение понижения температуры кристаллизации раствора

На аналитических весах отвешивают определённое количество растворимого вещества — неэлектролита (по указанию преподавателя или лаборанта). Вынув из внутренней пробирки термометр и мешалку, навеску полностью переносят в пробирку и перемешивают мешалкой до полного растворения вещества. Следует обратить внимание на то, чтобы на стенках пробирки не оставалось прилипших кристалликов.

Внутреннюю пробирку помещают во внешнюю и аналогичным описанному выше образом проводят охлаждение раствора, фиксируя температуру начала кристаллизации раствора tкр.

Поскольку по мере выпадения кристаллов растворителя концентрация раствора увеличивается, за температуру начала кристаллизации раствора tкр принимают наибольшее значение температуры, достигнутое после переохлаждения. Опыт повторяют трижды и за температуру начала кристаллизации раствора принимают среднее значение .

Рассчитывают понижение температуры кристаллизации раствора:

                      (1)

3. Расчёт молекулярной массы растворённого неэлектролита

По полученному значению понижения температуры кристаллизации раствора вычисляют молекулярную массу растворённого вещества:

                      (2)

Здесь К – криоскопическая константа воды (К = 1.86);
            g1 – масса растворителя;
            g2 – масса растворённого вещества.

 
Используя полученное и истинное значения молекулярной массы, рассчитывают относительную погрешность определения молекулярной массы и сравнивают её с предельной погрешностью метода. 

  Работа № 9

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТА КРИОСКОПИЧЕСКИМ МЕТОДОМ

Задания к работе

1. Настроить термометр Бекмана на используемый температурный интервал.

2. Определить температуру замерзания чистого растворителя и температуру начала кристаллизации раствора электролита.

3. Рассчитать кажущуюся молекулярную массу растворенного вещества, изотонический коэффициент Вант-Гоффа и степень диссоциации электролита.

4. Вычислить относительную ошибку определения и предельную погрешность метода; сравнить полученные величины.

 
Описание работы

Аналогично описанному выше опыту производят определение понижения температуры кристаллизации раствора электролита. Используя полученное значение Δtкр, рассчитывают изотонический коэффициент Вант-Гоффа i и степень диссоциации α.

                      (3)

Здесь К – криоскопическая константа воды (К = 1.86);
            g1 – масса растворителя;
            g2 – масса растворённого вещества;
            М2 – молекулярная масса растворённого вещества.

                           (4)

Здесь ν – число ионов, образующихся при диссоциации молекулы электролита.

 
Используя полученное и истинное значения степени диссоциации, рассчитывают относительную погрешность определения степени диссоциации и сравнивают её с предельной погрешностью метода.

 
Другие работы:

№ 1. Калориметрическое определение теплоты растворения

№ 2. Калориметрическое определение теплоты нейтрализации

№ 3. Изучение равновесия гомогенной химической реакции в растворе

№ 4. Градуировка термопары

№ 5. Построение диаграммы плавкости двухкомпонентной системы

№ 6. Определения коэффициента распределения вещества между двумя жидкими фазами

№ 7. Изучение равновесия жидкий раствор – пар в бинарных системах

№ 8. Определение молекулярной массы растворенного вещества криоскопическим методом

№ 9. Определение степени диссоциации электролита криоскопическим методом

№ 10. Определение константы скорости гидролиза сахарозы

№ 11. Определение константы скорости и энергии активации реакции иодирования ацетона

№ 12. Определение константы скорости и энергии активации реакции гидролиза уксусного ангидрида

№ 13. Определение молярной рефракции вещества

В начало страницы

©  Кафедра физической и коллоидной химии ЮФУ (РГУ)

Источник: http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/Phys_lab/phys_lab_8.html

Определение молекулярной массы вещества криоскопическим методом

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

1. Налить в криоскоп (стеклянную пробирку с диаметром 4-5 см) 20 мл чистого растворителя – дистиллированной воды, закрыть ее пробкой. Ввести в отверстие в пробке мешалку и термометр Бекмана. Поместить криоскоп в толстостенный стакан, заполненный охлаждающей смесью, которая состоит из снега, воды и соли.

Прибор для определения температуры замерзания

1.стеклянная пробирка;

2. термометр Бекмана;

3. металлическая мешалка;

4. широкая пробирка;

5. толстостенный стакан;

6. мешалка;

7. термометр.

2. Определить относительную температуру перехода воды в лед с помощью термометра Бекмана. Этот термометр состоит из двух резервуаров с ртутью и шкалы, длиной 20 — 25 см, разделенной всего на 5 — 6 градусов.

Это позволяет определять температуру с точностью до 0,050 градуса. Воду в криоскопе в процессе работы необходимо постоянно перемешивать. Повторить процесс превращения воды в лед дважды и найти среднее показание термометра, соответствующее температуре замерзания воды.

(Эта температура не будет равна нулю, т.к.

при настройке термометра Бекмана мы самостоятельно переводим некоторое количество ртути из нижнего резервуара в верхний и в зависимости от того, сколько ртути переведем, температура замерзания будет выше или ниже, следовательно мы определяем относительную температуру).

3. Аналогичным образом определить температуры замерзания растворов электролита и не электролита. Для этого поместить в криоскоп 20 мл одного раствора электролита с известной процентной концентрацией и определить температуру замерзания. Аналогичный опыт провести с раствором не электролита. Определить DТ = Траствора – ТН2О

4. DТЭ= i * Kкр* Cm , DТнэ = Kкр* Cm

где i – изотонический коэффициент;

Kкр- криоскопическая постоянная

Cm — моляльная концентрация

5. Найти молярные массы электролита и не электролита:

1000 * m (в)* Ккр

М(нэ) = ——————

DТнЭ * m(р-ль)

1000 * m (в)* Ккр * i

М(э) = —————————-

DТЭ * m(р-ль)

Где : m(р-ль)- масса растворителя, г

m (в) – масса растворенного вещества

М — молярная масса

Kкр- криоскопическая постоянная

Вопросы и задачи для самостоятельной работы студентов

1. Каков физический смысл понятия криоскопическая постоянная.

2. От чего зависит величина изотонического коэффициента?

3. Объясните, какое явление называется осмосом и что такое осмотическое давление.

4. Сколько граммов глюкозы нужно растворить в 270г воды для понижения температуры замерзания на 10 ? Для повышения температуры кипения на 10? Крио- и эбуллиоскопические постоянные воды 1,86 и 0,52.

5. Понижение температуры замерзания плазмы крови равно 0,560. Вычислите количество хлорида натрия, которое следует растворить в 1 л воды для приготовления раствора, изотоничного крови при 370?

Семинар по теме

Криометрия

1. Растворимость газов в жидкостях. Зависимость растворимости газов от давления (закон Генри и Дальтона).

2. Влияние электролитов на растворимость газов (закон И.М. Сеченова). Растворимость газов в крови. Кессонная болезнь.

3. Закон Рауля.

4. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов, слабых, сильных электролитов.

5. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения, зависимость их от концентрации раствора.

6. Эбуллиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс веществ.

7. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент. Определение молекулярных масс веществ.

8. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Гипо- ,гипер- и изотонические растворы. Плазмолиз и гемолиз.

9. В каком объеме раствора должен содержаться 1 моль неэлектролита, чтобы осмотическое давление раствора было равно 1 атм при температуре 250С?

10. При растворении 1 моль нитрата калия в 1 литре воды температура замерзания понизилась на 3,010. Определите кажущуюся степень диссоциации нитрата калия в данном растворе. Криоскопическая постоянная воды 1,86.

11. Осмотическое давление 0,1н карбоната калия при 00С равно 2,69 атм. Определите кажущуюся степень диссоциации карбоната калия в данном растворе.

12. Рассчитайте осмотическое давление физиологического – 0,86% раствора хлорида натрия при 370С . Степень диссоциации и плотность раствора хлорида натрия принять за 1.

13. Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита, содержащего 29,5 г вещества в 100 г воды, равно 1,60. Определите молекулярный вес вещества.

ВАРИАНТЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ



Источник: https://infopedia.su/16xaff6.html

Дисциплины кафедры ФИКХ: Пример протокола выполненной лабораторной работы

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

Лабораторная работа №1А.

Определение молекулярной массы растворенного вещества криоскопическим методом.

Допуск

Выполнение

Защита

Цель работы: Определить молекулярную массу растворенного вещества криоскопическим методом (по понижению температуры замерзания раствора).

Используемые методы: Криоскопия.

Краткое теоретическое введение

Метода анализа, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворов, называется криоскопией.

Температура замерзания – это температура, при которой давление пара жидкого растворителя или раствора равно давлению пара растворителя в твердом состоянии (точки А и C на рис. 1). Вследствие понижения давления насыщенного пара над раствором, температура замерзания последнего (ТЗ/) ниже, чем температура замерзания чистого растворителя TЗ0.

Разность между температурами замерзания чистого растворителя и раствора (TЗ0 – ТЗ/) называется относительным понижением температуры замерзания раствора или депрессией раствора (DTЗ).

Рис. 1. Температурная зависимость давления насыщенного пара растворителяАВ – над чистым жидким растворителем (кривая испарения);CD – над раствором;CA – над растворителем в твердом состоянии (кривая возгонки).

Для относительного понижения температуры замерзания раствора неэлектролита можно получить следующее уравнение

 (1)

где m – моляльная концентрация растворенного вещества;

K – криоскопическая константа растворителя или мольное понижение температуры замерзания.

Для растворов электролитов уравнение (1) несколько преобразуется:

(2)

где i – изотонический коэффициент.

(3)

где α – степень диссоциации электролита; v – число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Величину α, вычисленную для сильных электролитов по уравнению 3, иногда называют кажущейся степенью диссоциации.

Как следует из уравнений 1 и 2, при данном значении моляльной концентрации понижение температуры замерзания раствора будет тем больше, чем больше криоскопическая константа K. Соответственно, с увеличением значения K возрастает точность измерения ΔTЗ.

Криоскопическая постоянная, как правило, значительно выше, эбуллиоскопической константы (E) того же растворителя, поэтому экспериментальное определение понижения температуры замерзания раствора производится с большей точностью, чем определение повышения температуры кипения.

Это одна из основных причин более широкого применения криоскопии в сравнении с эбуллиоскопией.

Таблица 1.

Криоскопические (K) и эбуллиоскопические (E) постоянные  некоторых растворителей

РастворительTЗ0, 0CKE
ВодаУксусная кислотаБензолДиоксан016,05,711,21,863,95,14,60,523,12,57

Примечание: Значения температур замерзания растворителей относятся к стандартному давлению

Экспериментальная часть

Схема экспериментальной установки

Для криоскопических измерений применяют установку, предложенную Бекманом (рис. 2).

Рис. 2.Схема установки с детализацией. 1 – широкогорлая пробирка; 2 – пробка;3 – термометр; 4 – резиновая прокладка; 5 – стеклянная муфта; 6 – криостат.

Криостат представляет собой толстостенный стакан, наполненный охлаждающей смесью. Стеклянная широкогорлая пробирка 1 предназначена для растворителя и раствора.

Пробирку закрывают пробкой 2, в которую вставляют термометр 3 (в исходном варианте экспериментальной установки предполагается использование термометра Бекмана, но в нашей работе достаточным является применение химического термометра с точностью 0,010C).

При помощи резиновой прокладки 4 пробирку помещают в воздушную стеклянную муфту 5, которую погружают в криостат 6.

Ход работы. Определение температуры замерзания

В пробирку помещают определенный объем растворителя. Этот объем должен быть таким, чтобы резервуар термометра был полностью погружен в жидкость и не касался стенок пробирки. Пробирку вставляют в воздушную муфту, а затем все собранное помещают в криостат, наполненный охлаждающей смесью, и дают растворителю охладиться.

Для построения кривой охлаждения записывают показания термометра через равные промежутки времени. При работе с водными растворами в качестве охлаждающей смеси применяют мелкораздробленный лед с поваренной солью. При работе с бензолом – смесь льда с водой (в этом случае в криостат можно поместить мешалку).

Температура охлаждающей смеси поддерживается постоянной посредством добавления льда или соли.

Для равномерности охлаждения жидкости охлаждающую смесь можно медленно перемешивать вставленной в криостат мешалкой. Перемешивание прекращают, когда значение температуры будет на 0,50C выше ожидаемой температуры кристаллизации.

После этого особенно внимательно следят за изменением температуры растворителя, так как жидкость легко переохлаждается, о чем свидетельствуют показания термометра. Для чистого растворителя допустимо переохлаждение до 10C. Встряхивание пробирки с переохлажденной жидкостью вызывает кристаллизацию.

При кристаллизации выделяется скрытая теплота, и температура кристаллизующейся жидкости начинает заметно повышаться.

В это время необходимо особенно внимательно следить за показаниями термометра, отмечая максимальную температуру подъема (из переохлажденного состояния), которая и будет истинной температурой кристаллизации данной жидкости. После этого пробирку вынимают из стеклянной муфты и, подогревая ее в руке, растворяют образовавшиеся кристаллы.

На аналитических весах взвешивают заданное количество исследуемого вещества с точностью до 1∙10-4 г. Навеску исследуемого вещества помещают в пробирку с растворителем и перемешивают путем встряхивания.

Далее пробирку вставляют в воздушную муфту и, записывая показания термометра через равные промежутки времени, получают кривую охлаждения раствора аналогично тому, как это делалось в случае растворителя.

По понижению температуры замерзания раствора могут быть определены следующие величины:

1. Молекулярная массарастворенного вещества (неэлектролита), если известна криоскопическая константа растворителя:

(4)

где  gB – масса растворенного вещества в г;

gA     – масса растворителя в г;

K – криоскопическая константа растворителя.

Этим методом можно определить молекулярную массу растворенного вещества только в том случае, если его молекулы не диссоциируют и не ассоциируют в растворе, а концентрация достаточно мала (т.е., раствор является разбавленным). Если эти условия не соблюдаются, по уравнению (4) определяется кажущаяся молекулярная масса. 

2. Моляльная концентрация растворенного неэлектролита:

(5)

3. Криоскопическая константа растворителя, если известна молекулярная масса растворенного неэлектролита:

(6)

4. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа i и степень диссоциации α для слабых электролитов:

(7)
(8)

5. Осмотический коэффициент в растворе сильного электролита:

(9)

6. Коэффициент активности:

(11)

Если растворенное вещество – электролит, распадающийся на два иона, то нужно применять следующее уравнение:

(12)

По экспериментально найденному значению ΔTc рассчитывается одна из величин m, K, MB, i, α, γ (по указанию преподавателя).

Обработка результатов эксперимента

            Результаты эксперимента для наглядности представлены в табл. 2.

Таблица 2.

Исследуемое вещество (система)Температура замерзания, KПонижение температуры замерзания раствора ΔTЗ, K
растворитель: диоксан282,70,3
раствор:нафталин — диоксан282,4

Масса навески растворенного вещества составляет gB = 0, 4970 г.

Масса растворителя может быть определена по известным значениям его объема и плотности:

где ρA=1,033 г/мл – справочное значение плотности диоксана;

VA = 50 мл – объем диоксана.

Понижение температуры замерзания раствора:

ΔTЗ = (TЗ0 – ТЗ/) = 282,7 – 282,4 = 0,3K.

Расчет молекулярной массы нафталина:

На рис. 3 представлены кривые охлаждения раствора и растворителя (таблицы исходных данных T – t не приводятся).

Рис. 3. Кривые охлаждения растворителя (диоксана) и раствора (нафталин-диоксан).

Оценка погрешности измерений

При криоскопическом методе определения молекулярной массы величина MB прямо или обратно пропорциональна величинам, входящим в формулу (уравнение 4). Поэтому определенная погрешность в каждой из них вызовет такую же (в %) погрешность в конечном значении.

Наиболее неточным в данном случае является определение TЗ, вследствие использования простого химического термометра и малой разности двух отсчетов температуры. Отсчет по шкале термометра, разделенной на десятые доли градуса, производят с точностью до ±0,10C.

При определении TЗ выполняют два измерения температуры, поэтому погрешность удваивается и составляет 0,20C.

Относительная погрешность в определении молекулярной массы по уравнению (4) равна:

(12)

где Δ(ΔT) – точность показаний термометра.

Подставляя в уравнение (12) свои значения (будем считать, что растворитель взвешен на технических весах с точностью до ± 0,05 г), получим:

MB=147,5 г/моль; ΔMB=147,5∙0.669=98,68 г/моль.

MB = (147, 5 ±  98,68) г/моль.

Брутто-формула нафталина C10H8, следовательно, его молекулярная масса, рассчитанная по атомным весам, составляет 12∙10 + 1∙8 = 128 г/моль. Таким образом, действительное значение молекулярной массы растворенного вещества находится в рамках экспериментально полученного доверительного интервала значений.

Вывод

В данной лабораторной работе с помощью криоскопического метода вычисляется молекулярная масса растворенного вещества (нафталина).

Большую погрешность результата можно объяснить недостаточной точностью проведения эксперимента (вместо термометра Бекмана используется термометр с ценой деления 0,10C), а также отклонением характеристик применяемого диоксана от справочных данных.

В частности, экспериментально получено TЗ0 = 282,7K; в то время как справочное значение температуры кристаллизации диоксана при давлении 760 мм рт. ст.

составляет 284,8K (для температур плавления (кристаллизации) различие более чем на 2K является значительным и не может быть вызвано отличием атмосферного давления в день выполнения эксперимента (752 мм рт. ст.) от стандартного). Отклонение характеристик диоксана от справочных значений приводит к отклонению его криоскопической константы от значения, используемого в расчете (K=4,6).

Примечание: Все структурные единицы протокола должны быть сохранены.

Источник: https://moodle.nirhtu.ru/mod/page/view.php?id=4978

Определение молекулярной массы растворенного вещества криоскопическим методом

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

  1. Приготовьте раствор соли вещества неэлектролита, молекулярную массу которого надо определить (по указанию преподавателя или лаборанта), предварительно взвесив веществоm1и определив объем дистиллированной водыV. По формулеm2=V, где- плотность воды, сосчитайте массу воды.

  2. Определите температуру замерзания. Для этого налейте раствор в пробирку и определите с помощью термопары температуру замерзания.

    Внутреннюю пробирку вынимают из внешней и осторожно нагревают рукой для расплавления образовавшихся кристаллов льда (при правильном проведении опыта кристаллы должны образовываться в объёме жидкости, а не на стенках пробирки).

    После того, как все кристаллы расплавились и температура воды повысилась на 1-2 °С выше tо, опыт повторяют. Если разность между первым и вторым полученными значениями tопревышает 0.1 °С, опыт проводят ещё раз.

  3. Сосчитайте понижение температуры кристаллизации раствора:

  4. По формуле (4) рассчитайте молекулярную массу растворенного вещества, где К – криоскопическая константа воды, m1– растворенного вещества,m2– масса воды:

    (4)
  5. Сравните полученное значение с табличным. Вычислите относительную ошибку определения молекулярной массы и предельную погрешность метода.

Определение степени диссоциации электролита криоскопическим методом

  1. Приготовьте раствор соли вещества электролита (по указанию преподавателя или лаборанта), предварительно взвесив дистиллированную воду и вещество.

  2. Определите температуру замерзания. Для этого налейте раствор в пробирку и определите с помощью термопары температуру замерзания.

    Внутреннюю пробирку вынимают из внешней и осторожно нагревают рукой для расплавления образовавшихся кристаллов льда (при правильном проведении опыта кристаллы должны образовываться в объёме жидкости, а не на стенках пробирки).

    После того, как все кристаллы расплавились и температура воды повысилась на 1-2 °С выше tо, опыт повторяют. Если разность между первым и вторым полученными значениями tопревышает 0.1 °С, опыт проводят ещё раз.

  3. По формуле (3) сосчитайте понижение температуры кристаллизации раствора.

  4. По формуле (5) рассчитайте изотонический коэффициент Вант-Гоффа, где К – криоскопическая константа воды, m1– масса растворенного вещества,m2– масса воды,M– молекулярная масса растворенного вещества (табличное значение):

    (5)
  5. По формуле (6) рассчитайте степень диссоциации электролита.

,(6)

гдечисло ионов, образующихся при диссоциациимолекулы

электролита.

  1. Сравните полученное значение с табличным. Вычислите относительную ошибку определения изотонического коэффициента Вант-Гоффа и предельную погрешность метода.

2411. Превращение механической энергии в теплоту

Введение

Энергия является одной из основныхфизических величин. Энергия имеетразличные формы, которые могутпреобразовываться из одной в другую. Взамкнутых системах, в процессе переходаполная энергия сохраняется.

В данной работе устанавливаетсясоотношение механической и тепловойэнергии. Механическая работа затрачиваетсяна преодолении сил трения при прокручиваниишнура. При этом повышается температурав калориметре и, следовательно,увеличивается тепловая энергия. Двавида энергии, механическая и тепловая,могут быть получены и рассчитаны изчисла оборотов и температуры.

Цель работы

Получение соотношения между механическойэнергией и тепловой энергией (теплотой)при их преобразовании в даннойэкспериментальной установке

Решаемые задачи

  • измерение температуры с помощью термопары
  • использования калориметра для измерения теплоты
  • экспериментальное наблюдение преобразование работы силы трения в теплоту

Экспериментальнаяустановка

Приборы ипринадлежности

  • компьютерный интерфейс для регистрации экспериментальных данных сенсор-CASSY 2 (①, Рис.1)
  • водяной калориметр (②, Рис.1)
  • медный калориметр (③, Рис.1)
  • алюминиевый калориметр (④, Рис.1)
  • большой алюминиевый калориметр (⑤, Рис.1)
  • термопара (⑥, Рис.1)
  • световые ворота (⑦, Рис.1)
  • груз, 5 кг (⑧, Рис.1)
  • вращающий механизм (⑨, Рис.1)

Порядок выполненияработы

Требованиябезопасности

  • Убедитесь в том, что экспериментатор стоит так, что он или она не подвержен опасности, если вдруг, по неосторожности, упадет груз.

Рис.1. Схема установки

Подготовка установкик работе

  1. Проверьте правильность сборки установки (см. рис. 1).

  2. Установите водяной калориметр отверстием вверх и залейте воду до края.

  3. Вставьте уплотнение в отверстие и закрепите его блокировочным винтом.

  4. Закрепите наполненный калориметр в основном механизме (см. рис. 1). Для этого вставьте штифт в углубление пластмассового держателя и поворотом тела калориметра заблокируйте штифт в пазе.

  5. Вставьте термопару в калориметр как можно глубже. Подтяните блокировочный винт. Закрепите ручку термопары в заранее подготовленный держатель (см. рис. 1).

  6. Намотайте шнур (4, максимум 6 оборотов) на калориметр.

  7. Подвесьте груз так, чтобы при вращении ручки вращательного механизма, шнур проскальзывал и груз оставался на постоянной высоте (несколько сантиметров) от пола. Если он поднимается (опускается) уменьшить (увеличить) число витков шнура на калориметре.

  8. Для измерения числа оборотов, положение световых ворот должно быть таким как указано на рисунке 1. Световые ворота должны быть подключены к входу Асенсор-CASSY.

  9. Проверьте подсоединение датчика температуры через температурный блок к входу Всенсор-CASSY через «временной» блок.

  10. Запустите на ноутбуке CASSYLab2. Загрузите настройки для работы. (File-Open;D:\эксперименты\2332).

  11. В настройках CASSYобнулите значения числа оборотов (Sensor-CASSY2InputA1Time;>0

Источник: https://studfile.net/preview/1700178/page:7/

1 Министерство образования и науки Российской Федерации Ростовский государственный университет С. И. Левченков МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ к лабораторным работам Криометрическое

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

Книги по всем темам Министерство образования и науки Российской Федерации Ростовский государственный университет С. И.

Левченков МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ к лабораторным работам «Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворённого вещества» для студентов дневного и вечернего отделений химического факультета РГУ Ростов-на-Дону 2004 г.

СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Температура кристаллизации разбавленных растворов 3 Температура кипения разбавленных растворов 7 Осмотическое давление разбавленных растворов 10 Определение молекулярной массы растворённого вещества 10 Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации 10 Слабые электролиты.

Константа диссоциации 12 Сильные электролиты 13 Вопросы для коллоквиума 15 Рекомендуемая литература 15 ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Работа 1. Определение молекулярной массы растворенного вещества криоскопическим методом 16 Работа 2. Определение степени диссоциации электролита криоскопическим методом 18 Copyright © С. И.

Левченков, 2004 2 ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Жидкий раствор в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при постоянной температуре.

При некоторой температуре, называемой температурой начала кристаллизации, начинают выделяться кристаллы растворителя; именно температура начала кристаллизации является количественной характеристикой процесса кристаллизации из растворов. Поскольку по мере кристаллизации растворителя концентрация раствора возрастает, кристаллизация последующих порций растворителя происходит при более низкой температуре. Процесс кристаллизации раствора можно охарактеризовать величиной понижения температуры замерзания Tкр, равной разности между температурой замерзания чистого растворителя To и температурой начала кристаллизации раствора Tкр:

Tкр = To – Tкр (1) Основным фактором, определяющим протекание процесса кристаллизации раствора, является парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором.

Этому нетрудно дать термодинамическое обоснование. Условием всякого термодинамического равновесия является минимум свободной энергии системы.

Используя понятие химического потенциала, условие равновесия можно записать следующим образом:

(2) µ dni = i Отсюда нетрудно получить, что при равновесии некоторого компонента между фазами и его химические потенциалы в этих фазах равны:

µi () = µi () (3) Таким образом, условием равновесия в гетерогенной системе является равенство химических потенциалов каждого компонента во всех фазах.

Условие равновесия между двумя конденсированными фазами можно выразить также и через парциальные давления насыщенного пара компонента.

Если фазы и являются конденсированными, и каждая из них находится в равновесии с парообразной фазой (п), то можно записать:

µi () = µi (,п) ; µi () = µi (,п) (4) Если конденсированные фазы находятся в равновесии, то получаем:

µi (,п) = µi (,п) (5) Учитывая зависимость химического потенциала от парциального давления компонента, выражение (5) можно переписать следующим образом:

* * + RT lnPi () = + RT lnPi () (6) µi µi Здесь µi* – стандартный химический потенциал компонента в парообразной фазе. Отсюда получаем Pi () = Pi () (7) Таким образом, равенство парциальных давлений насыщенного пара некоторого компонента над всеми фазами может служить условием равновесия для данной гетерогенной системы.

Общая количественная взаимосвязь между понижением температуры кристаллизации раствора и его концентрацией может быть получена лишь для бесконечно разбавленных растворов.

Такие растворы являются идеальными независимо от природы растворителя и растворённого вещества, поэтому к ним полностью применим 1-й закон Рауля, описывающий зависимость парциального давления компонента над идеальным раствором от состава:

Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.

Рi = Р°i Xi (8) Поскольку сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице, для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В (компонент А считаем растворителем) легко получить следующее соотношение, также являющееся формулировкой первого закона Рауля:

(Po — PA ) A = XВ (9) Po A Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.

Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, равенство давлений насыщенного пара растворителя над твёрдым растворителем и над раствором всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем To.

Это можно проиллюстрировать с помощью Р – T диаграммы состояния растворителя и растворов различной концентрации (рисунок 1).

Здесь кривая ОF есть зависимость давления пара над твердым растворителем, а кривые ОА, ВС, DE – зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно.

A P C E O B D F Рис. 1. Понижение температуры замерзания разбавленных растворов T2 T1 T To Равновесие между насыщенным паром и твёрдым или жидким растворителем описывается уравнением Клаузиуса-Клапейрона:

' o dlnPA Hсубл dlnPA Hисп = (10) = (11) dT RT2 dT RTЗдесь Р'А и Р°А – соответственно давление насыщенного пара над твёрдым и жидким чистым растворителем при температуре Т = То, Hсубл и Hисп – теплота сублимации и теплота испарения чистого растворителя. Вычитая из уравнения (10) уравнение (11) и заменяя разность теплот сублимации и испарения на теплоту плавления чистого растворителя Hпл, получаем:

' PA dln o PA Hпл = (12) dT RTРассматривая кристаллизацию растворителя из раствора, мы можем заменить давление насыщенного пара растворителя над раствором РА на давление насыщенного пара над твёрдым растворителем Р'А, поскольку, как было сказано выше, они равны. В этом случае выражение для закона Рауля мы можем переписать в следующем виде:

' PA = XA = 1- XB (13) o PA Здесь ХВ – мольная доля растворённого вещества. Тогда выражение (12) преобразуется к следующему виду:

dln(1- XB ) Hпл = (14) dT RTПоскольку мы рассматриваем бесконечно разбавленный раствор и понижение температуры кристаллизации раствора также мало, уравнение (12) можно интегрировать, считая теплоту плавления не зависящей от температуры.

To Hпл dln(1- XB ) = dT (15) RTXB Tкр Hпл 1 ln(1- XB ) = — — (16) R Tкр To Hпл Hпл ln(1- XB ) = — (To — Tкр ) = — Tкр (17) RTкрTo RTкрTo Для бесконечно разбавленных растворов Tкр и Tо можно приравнять;

заменяя Tо на Tпл, получаем:

Hпл ln(1- XB ) = — Tкр (18) RTпл Логарифм в левой части уравнения (18) можно разложить в ряд:

2 XB XB — ln(1- XB ) = XB + + +… (19) 2 Поскольку ХВ стремится к нулю, можно ограничиться первым членом ряда.

Подставляя ХВ вместо ln(ХВ), получаем:

Hпл XB = Tкр (20) RTпл На практике использовать значения концентрации раствора, выраженные в мольных долях, крайне неудобно, поэтому в уравнении (20) необходимо заменить мольную долю в моляльность раствора m. Учитывая, что число молей nA растворителя в растворе много больше числа молей nB растворённого вещества, мольную долю последнего представим как XB = nB / nA.

Приняв, что масса растворителя равна 1000 г, представим число молей nA растворителя как 1000 / MA, где МА – молярная масса растворителя. В этом случае можно записать m MA XB = (21) Молярную теплоту плавления растворителя Hпл заменим на удельную теплоту плавления A (Hпл = A· МА).

Для понижения температуры кристаллизации бесконечно разбавленного раствора получаем:

2 XBRTпл RTпл m MA Tкр = = (22) Hпл 1000 AMA RTпл Tкр = m (23) 1000 A В правой части полученного уравнения (23) все величины, кроме моляльной концентрации раствора, являются константами некоторого растворителя А.

Поэтому выражение в скобках можно заменить на криоскопическую постоянную растворителя К. Окончательно получаем:

Tкр = K·m (24) Уравнение (24) называют вторым законом Рауля. Его можно сформулировать следующим образом:

Понижение температуры кристаллизации разбавленных растворов не зависит от природы растворенного вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Иначе говоря, Tкр определяется лишь соотношением числа частиц растворителя и растворенного вещества.

Температура кипения разбавленных растворов.

Соотношение, подобное полученному выше, может быть выведено и для повышения температуры кипения предельно разбавленных растворов нелетучих веществ.

Любая жидкость – чистый растворитель или раствор – кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество нелетуче (т.е.

давлением его насыщенных паров над раствором можно пренебречь), то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя.

Следовательно, давление насыщенных паров над раствором при любой температуре будет меньше, чем над чистым растворителем, и равенство его внешнему давлению будет достигаться при более высокой температуре. Таким образом, температура кипения раствора нелетучего вещества всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении.

На Р – T диаграмме состояния растворителя и растворов различной концентрации видно, что температуры кипения этих жидкостей будут температурами, при которых изобара Р = 1 атм. пересечет кривые ОА, ВС и DE, представляющие собой зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно (рисунок 2).

P A C E 1 атм O Рис. 2. Повышение температуры B кипения разбавленных растворов D нелетучих веществ.

T1 T2 T To Для повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ Tкип = Tкип – To можно, рассуждая подобно описанному в предыдущем параграфе, вывести количественную взаимосвязь с концентрацией раствора.

Запишем условие кипения раствора с учётом 1-го закона Рауля:

РА = Р°А·XА = Рвнешн = 1 атм. (25) lnРА = lnР°А + lnXА (26) Дифференцируя (26) по температуре, получаем:

o dlnPA dlnPA dln XA = + = 0 (27) dT dT dT К равновесию жидкость – пар применимо уравнение Клаузиуса-Клапейрона:

o dlnPA Hисп = (28) dT RTo Из уравнений (27) и (28) получаем:

Hисп dln XA dln(1- XB ) = — = — (29) RTo dT dT Уравнение (29) можно проинтегрировать, считая, что Нисп не зависит от температуры. Последнее предположение является справедливым для бесконечно разбавленных растворов, температура кипения которых мало отличается от температуры кипения чистого растворителя.

XB Tкип Hисп — dln(1- XB ) = dT (30) RT0 To Hисп Hисп To — Tкип 1 — ln(1- XB ) = — — — = (31) R Tкип To R TкипTo Hисп Hисп — ln(1- XB ) = — (To — Tкип ) = Tкип (32) RTкипTo RTкипTo Раскладывая логарифм в ряд, и ограничиваясь для бесконечно разбавленных растворов первым членом ряда, получаем:

nB Hисп XB = = Tкип (33) nA + nB RTкипTo Аналогично изложенному в предыдущем параграфе заменяем мольную долю моляльной концентрацией, молярную теплоту испарения растворителя удельной и принимаем, что для бесконечно разбавленных растворов Tкип To.

Окончательно получаем:

RTo Tкип = m = E m (34) 1000 A В уравнении (34) коэффициент пропорциональности Е, величина которого зависит только от природы растворителя, есть эбулиоскопическая постоянная растворителя. Второй закон Рауля для температуры кипения растворов можно сформулировать следующим образом:

Повышение температуры кипения разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворенного вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Второй закон Рауля является следствием из первого; следует ещё раз подчеркнуть, что данный закон справедлив только для бесконечно разбавленных растворов.

Криоскопическая и эбулиоскопическая константы растворителя имеют физический смысл соответственно понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов с моляльной концентрацией, равной 1 моль/кг.

Однако, поскольку такие растворы не являются бесконечно разбавленными, уравнения (24) и (34) к ним неприменимы; криоскопическая и эбулиоскопическая константы поэтому относятся к числу т.н. экстраполяционных констант.

Осмотическое давление разбавленных растворов.

Ещё одним коллигативным – зависящим только от концентрации – свойством растворов является осмотическое давление раствора. В 1748 году А.Нолле обнаружил явление перехода растворителя через мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный – осмос.

Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор через мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель, есть осмотическое давление.

Зависимость осмотического давления идеальных растворов от температуры и молярной концентрации раствора С описывается т.н. принципом Вант-Гоффа:

= CRT (35) Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в состоянии идеального газа при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор.

Следует отменить, что принцип Вант-Гоффа был сформулирован на основании опытных данных, и аналогия между уравнением Вант-Гоффа (35) и уравнением состояния идеального газа не имеет физического смысла.

Определение молекулярной массы растворённого вещества.

Уравнения (24), (34) и (35) дают возможность расчёта молекулярной массы растворённого вещества на основании экспериментального определения понижения температуры замерзания, повышения температуры кипения разбавленных растворов и их осмотического давления. Рассмотрим определение молекулярной массы криоскопическим методом. Зная массы растворителя g1 и растворённого вещества g2, уравнение (24) нетрудно привести к следующему виду:

1000 gM = K (36) g1 Tкр Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток – растворов электролитов. Для учета этих отклонений Вант-Гофф внес в уравнение (35) для растворов электролитов поправку – изотонический коэффициент:

= iCRT (37) Аналогичная поправка вносится в законы Рауля и изотонический коэффициент определяется следующим образом:

эксп эксп Tкипэксп Tкр i = = = (38) теор Tкип теор Tкр теор Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает и стремится к некоторому целочисленному значению.

Обобщая экспериментальные данные, Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания и осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации, которая равна отношению числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворённого вещества N:

n = (39) N Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные ( 0.7), средней силы (0.3 < < 0.7) и слабые ( 0.3).

К сильным электролитам относятся почти все соли (кроме Рb(СН3СОО)2, НgСl2, СdСl2), большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН4ОН, Н2S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н3PO4.

Слабые электролиты. Константа диссоциации.

Книги по всем темам

Источник: http://knigi.dissers.ru/books/1/17739-1.php

Кафедра физхимии ЮФУ (РГУ) — Учебные материалы

Криометрическое определение молекулярной массы и степени диссоциации растворенного вещества

Кафедра физической и коллоидной химии
Южного федерального университета

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Вопросы для коллоквиумов  к лабораторным работам в практикуме по курсу «ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» для студентов химического факультета ЮФУ (РГУ)


ТЕМА 1.  ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ТЕРМОХИМИЯ

Работа 1. Калориметрическое определение удельной теплоты растворения соли

Работа 2.  Калориметрическое определение молярной теплоты нейтрализации

Вопросы для коллоквиума

Эквивалентность теплоты и работы. Первый закон термодинамики – формулировки и аналитическое выражение. Внутренняя энергия системы. Внутренняя энергия как функция состояния. Работа расширения идеального газа в основных термодинамических процессах. Энтальпия. Термохимия. Закон Гесса и его следствия.

Тепловые эффекты химических процессов. Теплоты образования и сгорания веществ. Теплота растворения. Факторы, определяющие тепловой эффект при растворении вещества. Виды теплот растворения: интегральная, первая, полная, последняя, промежуточная.

Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгоффа). Теплоемкость.

Принцип калориметрических измерений. Устройство калориметра. Определение постоянной калориметра по стандартному веществу. Методика определения теплот растворения, гидратообразования и нейтрализации.


ТЕМА 2.  ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Работа 3.  Изучение равновесия гомогенной химической реакции в растворе

Вопросы для коллоквиума

Химическое равновесие. Признаки и условия равновесия. Закон действующих масс. Константа равновесия и способы ее выражения. Применение закона действующих масс к гетерогенным системам. Химический потенциал.

Максимальная работа (изменение изохорно-изотермического потенциала) и максимальная полезная работа (изменение изобарно-изотермического потенциала) равновесной изотермической химической реакции. Уравнение изотермы химической реакции. Стандартные изобарный и изохорный потенциалы химической реакции: их физический смысл и связь с константами равновесия.

Смещение равновесия при изменении концентрации реагентов и давления. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изобары и изохоры Вант-Гоффа. Принцип Ле Шателье, его термодинамическое обоснование.


ТЕМА 3.  ТЕРМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ. КРИСТАЛЛИЗАЦИЯ ИЗ РАСПЛАВОВ

Работа 4. Градуировка термопары

Работа 5. Построение диаграммы плавкости двухкомпонентной системы

Вопросы для коллоквиума

Равновесие в гетерогенных системах. Условия равновесия. Число термодинамических степеней свободы равновесной гетерогенной системы. Правило фаз Гиббса. Основы физико-химического анализа; диаграммы состав-свойство.

Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния воды. Уравнение Клаузиуса – Клапейрона.

Двухкомпонентные системы. Термический анализ; кривые охлаждения. Диаграммы плавкости систем, компоненты которых образуют: а) Эвтектическую смесь; б) Твердые растворы; в) Конгруэнтно-плавящиеся соединения; г) Инконгруэнтно-плавящиеся соединения. Сингулярные точки.


ТЕМА 4.  ГЕТЕРОГЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ. ЗАКОН РАСПРЕДЕЛЕНИЯ

Работа 6. Определения коэффициента распределения вещества между двумя несмешивающимися жидкими фазами

Вопросы для коллоквиума

Растворы: определение понятия и классификация. Взаимная растворимость жидкостей. Кривые расслоения. Распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями.  Закон распределения. Термодинамический вывод закона распределения. Коэффициент распределения для случаев диссоциации и ассоциации растворенного вещества. Экстракция.


ТЕМА 5.  ТЕРМОДИНАМИКА РАСТВОРОВ

Вопросы для коллоквиумов

Работа 7.  Изучение равновесия жидкий раствор – пар в бинарных системах

Давление насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля. Положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля. Идеальные и неидеальные растворы. Состав и давление насыщенного пара над бинарным раствором. Диаграммы состояния  «раствор – пар». Законы Коновалова и их термодинамическое обоснование. Перегонка двойных жидких смесей. Ректификация. Азеотропные смеси.

Работа 8. Определение молекулярной массы растворенного вещества криоскопическим методом

Работа 9. Определение степени диссоциации электролита криоскопическим методом

Давление насыщенных паров растворителя над растворами нелетучих веществ-неэлектролитов. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ. Криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя.

Криометрическое определение молекулярной массы растворенного вещества. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа, его связь со степенью диссоциации. Криометрическое определение степени диссоциации электролита. Методика криометрических измерений.

Термометр Бекмана.


ТЕМА 6.   ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Вопросы для коллоквиумов

Работа 10.  Определение константы скорости гидролиза сахарозы

Скорость химической реакции. Основной постулат химической кинетики. Кинетическое уравнение. Константа скорости химической реакции. Порядок реакции.

Односторонние реакции нулевого, первого и второго порядков. Период полупревращения. Методы определения порядка реакции. Молекулярность элементарных реакций. Моно-, би- и тримолекулярные реакции.

Сложные реакции. Цепные реакции – неразветвленные и разветвленные.

Работа 11.  Определение константы скорости и энергии активации реакции иодирования ацетона

Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса, его термодинамический вывод. Энергия активации. Определение энергии активации из экспериментальных данных. Теория активных столкновений.

Теория активного комплекса. Поверхность потенциальной энергии. Свойства активного комплекса. Сравнение теорий активных столкновений и активного комплекса. Фотохимические реакции. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна.

Квантовый выход.

Работа 12.  Определение константы скорости и энергии активации реакции гидролиза уксусного ангидрида

Катализ. Общие принципы катализа (неизменность положения равновесия, избирательность действия). Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Механизм и кинетика гомогенно-каталитических реакций. Автокатализ, кислотно-основной катализ. Гетерогенный катализ.

Кинетика гетерогенно-каталитических реакций. Кажущаяся энергия активации. Кинетическая и диффузионная области гетерогенного процесса. Понятие об активных центрах. Теория мультиплетов. Принципы  геометрического и энергетического соответствия. Теория активных ансамблей.


ТЕМА 7.  МОЛЕКУЛЯРНАЯ РЕФРАКЦИЯ И ДИПОЛЬНЫЕ МОМЕНТЫ

Работа 13.  Определение молярной рефракции вещества

Вопросы для коллоквиума

Полярный и неполярный диэлектрик в электрическом поле. Наведенный и постоянный дипольные моменты молекулы. Поляризация и ее виды. Поляризуемость молекул. Связь поляризации и поляризуемости. Соотношение Максвелла и его ограничения. Уравнения Клаузиуса – Моссоти и Дебая.

Рефракция молекул. Удельная и молекулярная рефракция. Структурная аддитивность рефракции. Инкременты рефракции; экзальтация рефракции. Уравнение Лоренц – Лорентца. Удельная и молекулярная рефракция смесей. Определение рефракции индивидуальных веществ и рефракции компонентов по рефракции смеси.

Постоянные дипольные моменты молекул, их связь со структурой молекул. Векторная аддитивная схема расчета дипольного момента молекулы. Методы определения дипольных моментов.

В начало страницы

Источник: http://www.physchem.chimfak.sfedu.ru/Source/Phys_Colloq.html

Biz-books
Добавить комментарий