Pobierz Zakład Chemii i więcej Streszczenia w PDF z Chemia tylko na Docsity! Instytut Matematyki, Fizyki i Chemii Zakład Chemii Laboratorium chemii Ćwiczenie laboratoryjne Roztwory i dysocjacja jonowa Opracowali: dr inż. Andrzej Kozłowski dr inż. Agnieszka Kalbarczyk-Jedynak dr Magdalena Ślączka-Wilk dr inż. Konrad Ćwirko mgr inż. Czesław Wiznerowicz Grażyna Gorzycka Szczecin 2022 2 KARTA ĆWICZENIA 1 Powiązanie z przedmiotami: ESO/26, DiRMiUO/26, EOUNIE/26 Specjalność/Przedmiot Efekty kształcenia dla przedmiotu Szczegółowe efekty kształcenia dla przedmiotu ESO/ 25 Chemia Tech- niczna EKP1 K_W01, K_W02, K_U05 EKP2 K_U08, K_U09 SEKP4-badanie właściwości fizykochemicznych roztworów wodnych, rodzaje stężeń, pojęcie rozpuszczalności, wpływ tempera- tury. SEKP4-badanie dysocjacji elektro- litycznej, zapisywanie równań dysocjacji, wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji , wpływ stałej dielektrycznej oraz wspólnego jonu. ESO/26 Chemia Wody, paliw i smarów EKP3 K_U014, K_U015, K_U016. SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń wybranych wskaźników jakości wody technicznej; DiRMiUO/26 Chemia Wody, paliw i smarów EKP3 K_U014, K_U015, K_U016. SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń wybranych wskaźników jakości wody technicznej; EOUNiE/26 Chemia Wody, paliw i smarów EKP3 K_U014, K_U015, K_U016. SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń wybranych wskaźników jakości wody technicznej; 2 Cel ćwiczenia: − opanowanie wiedzy z zakresu roztworów i podstawowych sposobów wyrażania stężeń oraz z zakresu dysocjacji jonowej; − utrwalenie wiedzy na temat stopnia i stałej dysocjacji, mocnych i słabych kwasów i zasad; − opanowanie zapisywania równań dysocjacji kwasów, zasad i soli oraz wzoru na stałą równowagi K; − opanowanie podstawowych zależności matematycznych stężenia, stałej K i stopnia dysocjacji; − doświadczalne badanie wpływu wybranych czynników fizykochemicznych na przebieg procesu dysocjacji jonowej w warunkach laboratoryjnych. 3 Wymagania wstępne: Student ma ogólną wiedzę chemiczną dotyczącą rodzajów roztworów, sposobów wyrażania stężeń roztworów oraz ogólną wiedzę chemiczną z zakresu dysocjacji jonowej (definicja, stała i stopień dysocjacji). 4 Opis stanowiska laboratoryjnego: Podstawowy sprzęt laboratoryjny – szklane probówki, łaźnie wodne, mikrołopatki do wsypywania odczynników, odczynniki: chlorek sodu, azotan (V) potasu, wodorotlenek wapnia w formie roztworu, azotan (V) amonu, chlorek magnezu, chlorek miedzi (II), aceton, kwas octowy, oranż metylowy, octan sodu, fenoloftaleina, chlorek amonu. 5 ZAŁĄCZNIK 1 – INSTRUKCJA 1. ZAKRES ĆWICZENIA Zagadnienia i słowa kluczowe: − podstawowe pojęcia dotyczące roztworów (rodzaje roztworów, rozpuszczalnik, substancja rozpuszczona, rozpuszczalność, roztwory nasycone i nienasycone, hydratacja, molowe ciepło rozpuszczania), − reguła Le Chateliera – Brauna (reguła przekory), − sposoby wyrażania stężeń roztworów (procentowe, molowe, molalne, normalne, ułamek wagowy, stężenie ppm), − podstawowe pojęcia dysocjacji jonowej (równania dysocjacji elektrolitycznej kwasów, wodorotlenków i soli, stała K, stopień dysocjacji, mocne i słabe elektrolity), − czynniki wpływające na stopień dysocjacji (wpływ wspólnego jonu, prawo rozcieńczeń Ostwalda). 2. WPROWADZENIE TEORETYCZNE DO ĆWICZENIA 2.1. Roztwory 2.1.1. Definicja i podstawowe pojęcia Roztwór jest to jednorodna mieszanina substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika. Rozpuszczalnikiem w roztworze jest ta substancja, która występuje w przewadze ilościowej. Roztwory mogą występować w trzech stanach skupienia, a więc mogą być roztwory gazowe (powietrze, roztwory do przechowywania żywności, mieszanki wykorzystywane przez nurków głębinowych), ciekłe i stałe (stopy metali, półmetali i niemetali, takie jak krzem z niewielkim dodatkiem fosforu wykorzystywane w przemyśle elektronicznym, szkło). Stałe roztwory znajdują szerokie zastosowanie. Do najbardziej rozpowszechnionych i mających największe znaczenie praktyczne należą roztwory ciekłe. Można je otrzymać przez rozpuszczanie w cieczy – najczęściej jest nią woda – gazów, innych cieczy lub substancji stałych. Z uwagi na wielkość cząstek substancji rozpuszczonych w roztworach ciekłych, dzieli się te roztwory na: − roztwory rzeczywiste – wielkość cząstek – od 0,1 nm do 1 nm, − koloidy – od 1 nm do 500 nm, − zawiesiny – większe od 500 nm. Procesy rozpuszczania Rozpuszczanie jakiejkolwiek substancji jest możliwe tylko wówczas, gdy oddziaływanie między substancją rozpuszczaną a rozpuszczalnikiem jest dostatecznie silne i prowadzi do zniszczenie sieci krystalicznej. Z doświadczenia wiadomo, że substancje, w których występuje wiązanie jonowe, dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (ciekły amoniak, woda), Natomiast rozpuszczalność tych substancji w rozpuszczalnikach o wiązaniach kowalencyjnych (benzen, czterochlorek węgla) nie 6 zachodzi lub jest minimalna. W przypadku rozpuszczalników polarnych, ich cząsteczki dipolowe są odpowiednim biegunem przyciągane siłami elektrostatycznymi przez powierzchniowe jony sieci krystalicznej substancji o wiązaniu jonowym, co prowadzi do osłabienia tego wiązania w krysztale i wyrwanie jonu z węzła sieci z równoczesną jego hydratacją. Proces ten przedstawiono na rys. l. Rys. l. Schemat rozpuszczania się NaCl i powstawania jonów uwodnionych Oddziaływanie rozpuszczalnika na osłabienie wiązania w sieci krystalicznej jest tym większe, im większa jest wartość stałej dielektrycznej () rozpuszczalnika. Wiadomo z prawa Coulomba, że siła wzajemnego oddziaływania dwóch ładunków (F) wynosi F q r 2 2 = q1 1 gdzie: q1, q2 – ładunki jonów, r – odległość między ładunkami, – stała dielektryczna. Wartość stałej dielektrycznej wyznacza się ze stosunku pojemności kondensatora płaskiego z substancją badaną między jego okładkami do pojemności tego kondensatora w próżni. W roztworach w zależności od stwierdzono taką zależność, że jeżeli: < 10 dysocjacja nie zachodzi, 10 ≤ ≤ 40 dysocjacja zachodzi częściowo, > 40 następuje całkowita dysocjacja. Cząsteczka wody, wskutek budowy kątowej i różnicy elektroujemności między atomami tlenu i wodoru, ma wyraźne dwa bieguny elektryczne – mówimy, że jest dipolem. Miarą rozsunięcia przeciwnych ładunków jest moment dipolowy, który wyraża się iloczynem bezwzględnej wartości ładunku jednego z biegunów i odległości l między nimi. Jednostką momentu dipolowego jest kulomb razy metr (C · m). W tabeli 4 podano wartość stałej dielektrycznej niektórych rozpuszczalników oraz momenty dipolowe ich cząsteczek. Z uwagi na bardzo dużą wartość momentu dipolowego cząsteczek wody ułatwione jest przejście jonów sieci krystalicznej elektrolitu do roztworu i ich hydratacja. Wartość siły wiązania w sieciach krystalicznych dla różnych związków jest różna. I tak np. dla NaF wynosi ona 916 kJ/mol, a dla CsI 582,4 kJ/mol. Z tego względu rozpuszczalność CsI jest prawie dziesięciokrotnie wyższa niż NaF. 7 Tabela 1 Momenty dipolowe () oraz stała dielektryczna () niektórych związków Substancja 10-30 [C · m] K C6H6 0,00 2,28 293,0 CCl4 0,00 2,24 298,0 CH4 (ciekły) 0,00 1,70 100,0 NH3 4,87 25,00 195,7 CH3OH 5,67 32,63 298,0 C2H5OH 5,67 24,30 298,0 H2O 6,13 78,54 298,0 H2O (lód) – 88,00 273,0 CH3Cl 6,20 9,08 293,0 CH3COOH 1,68 6,15 293,0 HCl 1,28 12,00 170,0 CH3COCH3 w benzenie 2,76 20,74 298,0 Zwiększaniu rozpuszczalności sprzyja również duża hydratacja jonów. Tym tłumaczy się większą rozpuszczalność MgSO4 w stosunku do BaSO4, mimo mniejszej siły wiązania w BaSO4. Procesom rozpuszczania towarzyszą efekty cieplne, które są najczęściej efektem hydratacji powstających w roztworze jonów. Ich wielkość zależy od rodzaju i ilości rozpuszczonej substancji oraz od rodzaju i ilości rozpuszczalnika. Jeśli rozpuszczana substancja ma budowę krystaliczną, to część ciepła hydratacji zużywana jest na zniszczenie sieci krystalicznej. W zależności od tego, który efekt jest większy – czy energia hydratacji czy zniszczenia sieci krystalicznej – ciepło rozpuszczania będzie albo dodatnie albo ujemne. Ujemne ciepło rozpuszczania występuje wtedy, gdy energia hydratacji jest mniejsza od energii wiązań w sieci krystalicznej. Rozpuszczalność takich substancji rośnie wraz z temperaturą, Jeśli przeważa ciepło hydratacji to rozpuszczalność takiej substancji maleje wraz z temperaturą. Molowe ciepło rozpuszczania jest to zmiana entalpii towarzysząca rozpuszczaniu 1 mola cząsteczek substancji z utworzeniem bardzo rozcieńczonego roztworu. Substancje o wiązaniach kowalencyjnych nie ulegają rozpuszczaniu w rozpuszczalnikach jonowych, chętnie natomiast rozpuszczają się w rozpuszczalnikach kowalencyjnych. Istnieje tu reguła, że „podobne rozpuszcza się w podobnym”. Powinniśmy o tym pamiętać dobierając odpowiedni rozpuszczalnik do rozpuszczenia rozpatrywanej substancji. Rozpuszczanie substancji jest procesem odwracalnym, a więc przez odparowanie rozpuszczalnika można odzyskać substancję rozpuszczoną. Podczas rozpuszczania substancji stężenie roztworu stopniowo rośnie aż do osiągnięcia pewnej granicy – stężenia roztworu nasyconego. Roztwór nasycony w stałej temperaturze ma stały skład i charakteryzuje się tym, że pozostaje w równowadze z choćby minimalną ilością substancji rozpuszczonej w fazie stałej, która jest w kontakcie z tym roztworem. Rozpuszczalność większości związków na ogół wzrasta wraz z temperaturą (rys. 2), choć nie jest to regułą. 10 r s L m n C = gdzie: ns – liczba moli substancji rozpuszczonej w [mol], mr – masa rozpuszczalnika wyrażona w [kg]. Molalność praktyczne zastosowanie znajduje wyłącznie przy obliczeniach związanych z prawem Raoulta (właściwości koligatywne roztworów). 4. Ułamek molowy stanowi stężenie roztworu wyrażane jako stosunek liczby moli danego składnika do sumy liczby moli wszystkich składników roztworu. +++ = mol mol 21 1 1 nn...nn n X gdzie: n1 – liczba moli składnika pierwszego w [mol], n1+...+nn – liczba moli wszystkich składników. 121 =+++ nX......XX W analogiczny sposób wyrażamy ułamek wagowy i objętościowy danego składnika i wyrażamy je odpowiednio w [kg/kg] i [m3/m3]. 5. Stężenie ppm jest często stosowanym sposobem wyrażania stężenia (od ang. parts per million), które oznacza liczbę gramów (lub cm3) substancji odpowiednio w 1 000 000 gramach (lub m3 roztworu) w zależności, czy jest to tzw. „ppm wagowe”, czy „ppm objętościowe”. Jeżeli mamy podane ppm wagowe, to: 1 ppm wagowy = 1 µg/g lub 1mg/kg, a jeżeli ppm objętościowe to: 1 ppm objętościowy = 1 µl/dm3 = 1 cm3/m3. Łatwo można przeliczyć % na ppm i na odwrót: ppm00010 10 10 100 1 %1 6 4 === %0001,0%10 10 10 10 1 ppm1 4 2 4 6 ==== − − 2.2. Reguła Le Chateliera-Brauna (reguła przekory) Reguła Le Chateliera-Brauna – mówi, że jeżeli na jakiś układ będący w równowadze dynamicznej działa jakiś bodziec, to w układzie tym zachodzą takie zmiany, aby przeciwdziałać bodźcowi. Pozwala ona przewidzieć zachowanie danego układu po wpływem rozpatrywanego bodźca, którym może być np.: zmiana temperatury, stężenia, ciśnienia. W postaci ilościowej reguła ta jest wyrażona przez prawo działania mas Guldberga i Waage’go. 11 Przykład 1 Oceń jak ilość tlenku siarki(VI) powstającego w reakcji: 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) ΔH0 < 0 wpływa na: a) podwyższenie temperatury, b) obniżenie ciśnienia, c) zastosowanie katalizatora. Rozwiązanie: Skoro reakcja jest egzoenergetyczna (ΔH < 0), to reakcję możemy zapisać jako: 2SO₂ (g) + O₂ (g) 2SO₃ (g) + Q Efekt cieplny Q znajduje się po stronie produktów, ponieważ reakcje egzoenergetyczne charakteryzują się tym, iż ciepło wydziela jest do otoczenia. a) Podwyższenie temperatury przyczyni się do zwiększenia naszego Q. Oznacza to, iż przybędzie produktów (bo Q znajduje się po stronie. produktów). Układ w celu zahamowania działania bodźca, przesunie więc równowagę w kierunku substratów (w lewo), a tym samym zmniejszy się ilość powstającego SO3. b) Wpływ zmiany ciśnienia odnosi się tylko i wyłącznie do reakcji z substratami i produktami w fazie gazowej. W rozpatrywanej reakcji po stronie substratów mamy 3 mole gazów, zaś po stronie produktów jedynie 2 mole gazów. Tak więc obniżając ciśnienie powodujemy zmniejszenie ilości substratów (pamiętaj, iż zmiana ciśnienia tyczy się tej strony równania reakcji, w których ilość gazów jest większa). Układ działając na przekór nam (chce zmniejszyć utraty) przesunie równowagę reakcji w kierunku substratów (w lewo), stąd zmniejszy się ilość powstającego SO3. c) Katalizator nie przesuwa równowagi reakcji, a tym samym ilość powstającego SO₃ ani się nie zwiększa, ani się nie zmniejsza, ale powoduje znaczne zwiększenie szybkości reakcji. Przykład 2 Równowaga reakcji wyraża się równaniem: 2CO (g) + O2 (g) 2CO2 (g) ΔH = –566 kJ Jak przesunie się równowaga reakcji (w prawo czy w lewo), jeśli do układu wprowadzimy następujące zmiany? a) podwyższymy temperaturę, b) usuniemy część CO2, c) zwiększymy ciśnienie, d) dodamy O2. Rozwiązanie: Podobnie jak w przykładzie pierwszym ΔH < 0, dlatego po stronie produktów dopiszemy Q 2CO (g) + O₂ (g) CO₂ (g) + Q 12 a) podwyższając temperaturę układ będzie się bronił przed przyrostem ciepła i równowaga reakcji przesuwa się w lewo (na przekór naszej woli), gdyż układ przesuwa równowagę w kierunku substratów, gdzie nie wydziela się ciepło; b) usuwając CO2 zmniejszamy ilość produktów, a więc układ – chcąc zahamować utratę CO2 – przesunie równowagę w prawo, aby przeciwdziałać ubytkowi CO2; c) zwiększając ciśnienie – zwiększy się liczba substratów (ponownie jest tam większa liczba moli gazów) – układ będzie chciał przeciwdziałać wzrostowi ciśnienia, więc równowaga przesunie się w prawo (jest tam mniejsza ilość cząsteczek gazu); d) dodając O2, zwiększymy tym samym ilość substratów – układ będzie przeciwdziałał wzrostowi stężenia O2, przesuwając równowagę w stronę produktów, tj. w prawo. 2.3. Dysocjacja jonowa W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy. Do grupy I można zaliczyć takie, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny, a do grupy II te, które w tych samych warunkach praktycznie nie przewodzą prądu. Substancje grupy I nazwał Arrhenius elektrolitami, grupę II nieelektrolitami. Zdolności przewodzenia prądu elektrycznego przez roztwory wodne elektrolitów, tłumaczył Arrhenius obecnością w nich cząstek zdolnych do przenoszenia ładunków elektrycznych, a więc obdarzonych ładunkami. Teorię Arrheniusa można ująć ogólnie w postaci czterech podstawowych opartych na doświadczeniu założeniach: − elektrolity, a więc kwasy, wodorotlenki i sole podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej. Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami, − suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru, − nieelektrolity tzn. substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej, − właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek. W 1887 r. Arrhenius podał następującą definicję kwasów, wodorotlenków i soli: Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację elektrolityczną kwasów przedstawia się równaniem: HnR nH+ + Rn– np.: HCl H+ + Cl– H2S 2H+ + S2– HNO3 H + + NO3 - H2SO4 2H+ + SO4 2– H2SO3 2H+ + SO3 2– H3PO4 3H+ + PO4 3– 15 równowagi chemicznej – prawo działania mas opisuje zachowanie się układu w sposób matematyczny, a reguła przekory przedstawia to samo jakościowo w sposób opisowy), układ musi się dostosować do nowej sytuacji. Dostosowywanie się układu do zmieniającego się stężenia jonów w równowadze jonowej nazywamy efektem (wpływem) wspólnego jonu. Należy jednak pamiętać, że efekt wspólnego jonu wynika po prostu z prawidłowego stosowania praw równowagi chemicznej. Efekt wspólnego jonu występuje w roztworach elektrolitów zawsze, kiedy interesuje nas odczyn roztworu (bo rozpuszczalnik – woda – również dostarcza jony oksoniowe H3O + do roztworu), jednak w sporej części obliczeń całkowicie go pomijamy. Efekt ten należy uwzględniać w części obliczeń dotyczących równowag jonowych w roztworach elektrolitów, a w szczególności w obliczeniach: − pH lub stopnia protolizy słabych elektrolitów w roztworach buforowych, − stopnia protolizy słabych elektrolitów w mieszaninach z mocnymi kwasami lub wodorotlenkami (np. CH3COOH i HCl, NH3·H2O i NaOH), − pH lub stopnia protolizy składników w mieszaninach słabych kwasów lub słabych wodorotlenków (np. HCOOH i CH3COOH, CH3NH2·H2O i NH3·H2O), − pH lub stopnia protolizy bardzo rozcieńczonych kwasów i wodorotlenków (przez uwzględnienie w obliczeniach udziału jonów oksoniowych pochodzących z autoprotolizy wody. 2.3.2. Stała dysocjacji Dysocjację słabych elektrolitów można traktować jako odwracalną reakcje chemiczną. Słaby elektrolit, o wzorze ogólnym AB, ulega w roztworze wodnym dysocjacji według równania: AB A+ + B– Ponieważ dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym, to w roztworze elektrolitów istnieje równowaga, dla której można napisać wyrażenie na stałą równowagi (Kc) const., AB BA Kc = = −+ jeśli T = const. gdzie: [A+] –, [B–] – rzeczywiste stężenie jonów w stanie równowagi, [AB] – rzeczywiste stężenie cząsteczek niezdysocjowanych. Przykłady: Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH– ( ) 2 22 c OHMg OHMg K −+ = CH3COOH H + + CH3COO– COOHCH COOCHH K 3 3 c −+ = H2SO3 2H+ + SO3 2– 16 32 2 3 2 c SOH SOH K −+ = Stała Kc elektrolitów w określonej temperaturze jest wielkością praktycznie biorąc stałą, niezależną od stężenia. Dlatego może służyć jako dokładna miara mocy elektrolitów, dużo dokładniejsza od stopnia dysocjacji (α), który jest zależny od stężenia. Im elektrolit jest mocniejszy, tym posiada większa wartość stałej Kc. Przykładowe wartości stałych K pospolitych kwasów i zasad (odpowiednio Ka i Kb) w temperaturze 298K przedstawiono w tabelach 4 i 5. W przypadku elektrolitów dysocjujących etapowo, stałe dysocjacji dla każdego etapu są inne. 17 Tabela 4 Wartości stałych dysocjacji Kc dla wybranych kwasów w temperaturze 298K Rodzaj kwasu Stała dysocjacji Kwasy mocne HI K = 1,0∙1010 HBr K = 3,0∙109 HCl K = 1,0∙107 H2SO4 K1 = ok. 103 K2= 1,2∙10–2 HClO3 K = 10 HNO3 K = 1 HClO4 K = 2,82∙10–2 Kwasy średniej mocy HClO2 K =1,0∙10–2 H2SO3 K1 = 1,6∙10–2 K2= 6,3∙10–8 H3PO3 K = 1,6∙10–3 H3PO4 K1 = 7,5∙10–3 K2 = 6,3∙10–8 K3 = 1,3∙10–12 Kwasy słabe HNO2 K = 2,0∙10–4 H2CO3 K1 = 4,5∙10–7 K2 = 4,7∙10–11 H2S K1 = 6∙10–8 K2 = 10–14 HClO K = 2,9∙10–8 H3BO3 K = 5,5∙10–9 HCN K = 7,5∙10–10 H3BO3 K1 = 5,8∙10–10 K2 = 1,8∙10–13 K3 = 1,6∙10–14 Reasumując w przypadku kwasów można przyjąć podział kwasów przedstawiony na rys. 3 z tym, że ze względu na wartość stałej Kc kwas siarkowy(IV) – H2SO3 i kwas ortofosforowy(V) – H3PO4 według niektórych autorów zaliczane są do kwasów średniej mocy. Rys. 3. Schemat podziału kwasów 20 HA H+ + A– kwas proton + wodorotlenek Związek A– jest zatem wodorotlenkiem sprzężonym z odpowiednim kwasem HA, a kwas HA jest sprzężony z wodorotlenkiem A–. Tabela 6 Przykłady tak zdefiniowanych kwasów i wodorotlenków są następujące Kwas Wodorotlenek Kwas Wodorotlenek HCl + H2O H3O+ + Cl– H2O + NH3 NH4 + + OH– H3O+ + OH– H2O + H2O HCO3 – + H2O H3O+ + CO3 2– H2O + HCO3 – H2CO3 + OH– Według protonowej teorii kwasów i wodorotlenków, kwas może wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec wodorotlenku, który przyjmuje proton i odwrotnie wodorotlenek może nią być tylko w obecności kwasu. Z przedstawionych przykładów widoczne jest, że woda może zachowywać się obojnaczo, raz może reagować jak kwas a innym razem jak wodorotlenek, w zależności od rodzaju rozpuszczonej w niej substancji. Podobnie do wody zachowuje się wiele innych rozpuszczalników, między innymi alkohol i kwas octowy, które oddają proton. 21 3. WYKONANIE ĆWICZENIA Doświadczenie 1 – Wpływ temperatury na rozpuszczalność substancji Materiały i odczynniki: Statyw z probówkami, cylinder miarowy, mikro łopatka, łaźnia wodna, substancje stałe: chlorek sodu (NaCl), azotan(V) potasu (KNO3), roztwory: wodorotlenek wapnia (Ca(OH)2). Wykonanie: Przygotować ok. 5 cm3 nasyconego roztworu chlorku sodu (NaCl) oraz azotanu(V) potasu (KNO3). Probówkę z nasyconym roztworem chlorku sodu (NaCl) podgrzewać w łaźni wodnej do temperatury około 313K i mieszając dodawać małymi porcjami sól (po parę kryształków) aż do uzyskania roztworu z niewielką ilością fazy stałej na dnie w danej temperaturze. Następnie podgrzewać roztwór do około 363K i znowu dodawać porcjami sól aż do stanu nasycenia. Doświadczenie przeprowadzić analogicznie dla roztworu azotanu(V) potasu (KNO3). Nasycony w temperaturze pokojowej roztwór wodorotlenku wapnia (Ca(OH)2) przelać do probówki (ok. 5 cm3) i podgrzać do wrzenia. Zaobserwować zachodzące zjawisko. Opracowanie wyników: 1. Wyjaśnić jak wzrost temperatury wpływa na rozpuszczalność poszczególnych soli. 2. Przedstawić na wykresie zależność rozpuszczalności badanych soli od temperatury. Doświadczenie 2 – Otrzymywanie roztworu przesyconego Materiały i odczynniki: Statyw z probówkami, cylinder miarowy, mikro łopatka, łaźnia wodna, substancja stała: octan sodu (CH3COONa). Wykonanie: Suchą probówkę napełnić przy użyciu lejka do ok. 3/4 wysokości octanem sodu (CH3COONa), a następnie dodać do niej 5 cm3 wody destylowanej. Probówkę ogrzewać w łaźni wodnej do całkowitego rozpuszczenia się soli. Następnie wyjąć ostrożnie i dobrze ochłodzić dolną jej część w strumieniu bieżącej wody (nie chłodząc wierzchniej warstwy roztworu). Po ochłodzeniu roztworu wrzucić do niego kryształek soli (np. NaCl) i obserwować. Opracowanie wyników: 1. Opisać przebieg doświadczenia, podać definicję oraz sposoby otrzymywania roztworu nasyconego i przesyconego. 2. Jaką rolę ogrywa kryształek soli dodany do roztworu ochładzanego? 3. Jakie zastosowanie w technice ma krystalizacja? 22 Doświadczenie 3 – wpływ temperatury na rozpuszczalność substancji – entalpia rozpuszczania Materiały i odczynniki: Statyw z probówkami, cylinder miarowy, mikro łopatka, łaźnia wodna, substancje stałe: chlorek magnezu (MgCl2), azotan(V) amonu (NH4NO3). Wykonanie: W dwóch probówkach przygotować po ok. 5 cm3 nasyconego roztworu azotanu (V) amonu (NH4NO3) oraz chlorku magnezu (MgCl2). Porównać efekty cieplne w obu probówkach podczas rozpuszczania soli. Następnie do pierwszej probówki wsypać 2 mikro łopatki azotanu (V) amonu (NH4NO3), a do drugiej 2 mikro łopatki chlorku magnezu (MgCl2). Obie probówki stopniowo podgrzać w łaźni wodnej. Zaobserwować efekt rozpuszczania soli w obu przypadkach. Opracowanie wyników: 1. Wyjaśnić zachodzące zjawisko regułą przekory. 2. Sporządzić wykres zależności rozpuszczalności badanych soli od temperatury. 3. Odczytać w tabeli molowe ciepła rozpuszczania badanych soli, zidentyfikować reakcję egzotermiczną i endotermiczną i wyjaśnić czym się te reakcję charakteryzują. Doświadczenie 4 – wpływ stałej dielektrycznej na proces dysocjacji jonowej Materiały i odczynniki: Statyw z probówkami, cylinder miarowy, roztwór chlorku miedzi(II) (1M CuCl2), aceton (CH3COCH3). Wykonanie: Do dwóch probówek wprowadzić po ok. 2 cm3 roztworu chlorku miedzi(II) (1M CuCl2). Do pierwszej z nich dodawać aceton (CH3COCH3) do zmiany barwy, do drugiej taką samą ilość wody destylowanej. Zanotować barwę otrzymanych roztworów. Następnie do probówki z acetonem (CH3COCH3) dodać wody destylowanej – do zmiany barwy. Porównać barwy roztworów w obu probówkach. Opracowanie wyników: Wyjaśnić przyczynę zmiany barwy roztworu chlorku miedzi(II) (1M CuCl2) w oparciu o wartość stałej dielektrycznej zastosowanego rozpuszczalnika. Wyniki doświadczenia przedstawić w postaci właściwie wypełnionej tabeli 2, którą należy załączyć do sprawozdania z ćwiczeń. 25 4. OPRACOWANIE ĆWICZENIA 1. Opracować sprawozdanie zgodnie z wytycznymi zawartymi w części doświadczalnej. 2. Formatkę z tematem ćwiczenia i nazwiskami członków zespołu umieścić jako pierwszą stronę sprawozdania. 3. Po zwięzłym opracowaniu części teoretycznej w sprawozdaniu umieścić opracowanie poszczególnych doświadczeń oraz rozwiązane zadanie/zadania dodatkowe podane przez prowadzącego. 5. FORMA I WARUNKI ZALICZENIA ĆWICZENIA LABORATORYJNEGO 1. Zaliczenie tzw. „wejściówki” przed przystąpieniem do wykonania ćwiczenia. 2. Złożenie na najbliższych zajęciach poprawnego sprawozdania pisemnego z wykonanego ćwiczenia zgodnie z wytycznymi zawartymi na stronie: https://www.am.szczecin.pl/pl/jednostki/instytut-matematyki-fizyki-i-chemii/zaklad- chemii/dydaktyka/chemia/ 26 I. Przykładowe zadania z rozwiązaniem Przykład 1 W 250 cm3 roztworu kwasu azotowego znajduje się 25 g HNO3. Oblicz stężenie molowe tego roztworu. Dane: Vroztw. = 250 cm3 = 0,25dm3 (gdyż w definicji ilość moli odnosi się do 1dm3), ms = 25 g. Szukane: cm = ? Rozwiązanie: Krok I Obliczamy masę molową HNO3, gdyż wartość ta jest niezbędna do przeliczenia masy kwasu na ilość moli i to bez względu na to, czy skorzystamy z wzoru na stężenie czy też oddzielnie masę kwasu przeliczymy na ilość moli. Mkwasu = 63 g/mol. Krok II Korzystając z wzoru na stężenie molowe obliczamy stężenie roztworu kwasu. 3 3 dm mol 59,1 dm25,0 mol g 63 g25 = = = VM m c s m Przykład 2 647 cm3 roztworu kwasu siarkowego o nieznanym stężeniu zmieszano z wodą otrzymując 1,5 kg 55% roztworu. Oblicz stężenie molowe wyjściowego roztworu kwasu. Dane: Vr-ru = 647 cm3, mr = 1,5 kg, cp = 55%. Szukane: cm = ? Rozwiązanie: Krok I Mając masę oraz stężenie procentowe roztworu po rozcieńczeniu policzymy masę kwasu siarkowego. 1500 g roztworu – stanowi 100% ms g – stanowi 55% ms = 825 g 27 Krok II Do obliczenia stężenia molowego niezbędna jest znajomość masy molowej (M) kwasu siarkowego M = 98 g/mol. Krok III Skoro znamy objętość roztworu (V), masę substancji (ms) rozpuszczonej oraz masę molową kwasu (M), można obliczyć stężenie molowe cm. 3 3 dm mol 13 dm647,0 mol g 98 g825 = = = VM m c s m Uwaga: Taka wartość stężenia molowego świadczy, że mocny kwas siarkowy jest bardzo słabo lotny i z tego powodu może wypierać z roztworów soli inne mocne kwasy jak np. kwas azotowy(V) czy też kwas chlorowodorowy. Przykład 3 Rozpuszczalność pewnej substancji w temperaturze 363K wynosi 42 g, a w temperaturze 293K 12 g. Oblicz ile substancji wykrystalizuje z 250 g nasyconego roztworu po obniżeniu temperatury z 363K do 293K. Rozwiązanie: Dane: R1 = 42 g, R2 = 12 g. Szukane: ms = ? Jeżeli rozpuszczalność w temperaturze 363K wynosi 42 g, to znaczy, że w 100 g rozpuszczalnika rozpuszcza się 42 g substancji dając 142 g roztworu. Możemy zapisać, że w 363K mamy: 142 gramach roztworu w którym znajduje się 42 gramów substancji, oraz w 250 gramów roztworu znajduje się x gramów substancji, czyli: x = 250 g·42 g/142 g = 73,9 g Czyli 250 g roztworu składa się z 73,9 g substancji oraz 250 g – 73,9 = 176,1 g rozpuszczalnika. Po ochłodzeniu roztworu część substancji wykrystalizuje, ale nadal w roztworze będzie 176,1 g rozpuszczalnika. Dla temperatury 293K możemy zapisać: w 100 g rozpuszczalnika rozpuszcza się 12 g substancji, to w 176,1 g rozpuszczalnika rozpuszcza się x g substancji, czyli x = 176,1 g.12g/100 g = 21,1 g. Jeżeli w roztworze było pierwotnie 73,9 g substancji, a pozostało 21,1 g substancji, to 73,9 g 21.