Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Опыт 3. Приготовление водного раствора хлорида натрия. Определение массовой доли и расчет навески

раствор ареометр титрование

Получить навеску соли хлорида натрия у преподавателя. При помощи воронки перенести данную навеску в мерную колбу емкостью 250 мл.Промывалкой обмыть внутреннюю часть воронки небольшим количеством воды. Растворить соль в воде. Затем, добавляя воду небольшими порциями, довести уровень воды в колбе до метки, закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать, переворачивая вверх дном. Замерить плотность полученного раствора ареометром.

Для этого раствор перелить в мерный цилиндр. Уровень жидкости должен быть ниже края цилиндра на 3-4 см. Осторожно опустите ареометр в раствор. Ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Отсчет плотности по уровню жидкости производите сверху вниз. По таблице 1 найдите и запишите массовую долю (в %) раствора, отвечающую этой плотности. Рассчитать количество хлорида натрия взятого для приготовления 250 мл раствора.

ПРИМЕР. Пусть плотность приготовленного раствора хлорида натрия с=1,0053г/см³. Это соответствует 1% концентрации раствора. Следовательно, в100г раствора содержится 1г NaCl. Определим массу 250 мл раствора

Исходя из того, что в 100г раствора содержится 1г NaCl, узнаем, сколько грамм NaCl содержится в 201,315г раствора:

100 г раствора - 1 г NaCl

201,315 г раствора - х г NaCl

х =г NaCl

Таким образом, была взята навеска NaCl массой 2,0131 г.

Растворы неэлектролитов. Диаграмма состояния воды. Закон Рауля. Криоскопия, эбуллиоскопия. Понятие об антифризах. Идеальные растворы. Понятие об активности. Неидеальные растворы. Стандартные состояния компонентов растворов.

РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав которых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в некоторых пределах). В отличие от растворов электролитов. в растворы неэлектролитов (мол. растворах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. Растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

Диаграмма состояния (или фазовая диаграмма) представляет собой графическое изображение зависимости между величинами, характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе (переход из твердого состояния в жидкое, из жидкого в газообразной и т. д.). Диаграммы состояния широко применяются в химии. Для однокомпонентных систем обычно используются диаграммы состояния, показывающие зависимость фазовых превращений от температуры и давления, они называются диаграммами состояния в координатах Р—Т.

На рисунке приведена в схематической форме диаграмма состояния воды. Любой точке на диаграмме отвечают определенные значения температуры и давления.

Диаграмма показывает те состояния воды, которые термодинамически устойчивы при определенных значениях температуры и давления. Она состоит из трех кривых, разграничивающих все возможные температуры и давления на три области, отвечающие льду, жидкости и пару.

Рассмотрим каждую из кривых более подробно. Начнем с кривой ОА, отделяющей область пара от области жидкого состояния. Представим себе цилиндр, из которого удален воздух, после чего в него введено некоторое количество чистой, свободной от растворенных веществ, в том числе от газов, воды; цилиндр снабжен поршнем, который закреплен в некотором положении. Через некоторое время часть воды испарится, и над ее поверхностью будет находиться насыщенный пар. Можно измерить его давление и убедиться в том, что оно не изменяется с течением времени и не зависит от положения поршня. Если увеличить температуру всей системы и вновь измерить давление насыщенного пара, то окажется, что оно возросло. Повторяя такие измерения при различных температурах, найдем зависимость давления насыщенного водяного пара от температуры. Кривая ОА представляет собой график этой зависимости: точки кривой показывают те пары значений температуры и давления, при которых жидкая вода и водяной пар находятся в равновесии друг с другом — сосуществуют. Кривая ОА называется кривой равновесия жидкость—пар или кривой кипения. В таблице приведены значения давления насыщенного водяного пара при нескольких температурах.

Температура	Давление насыщенного пара	Температура	Давление насыщенного пара
	кПа	мм рт. ст.		кПа	мм рт. ст.
	0,61	4,6		12,3	92,5
	1,23	9,2		19,9
	2,34	17,5		31,2
	4,24	31,8		47.4
	7,37	55,3		101,3

Попытаемся осуществить в цилиндре давление, отличное от равновесного, например, меньшее, чем равновесное. Для этого освободим поршень и поднимем его. В первый момент давление в цилиндре, действительно, упадет, но вскоре равновесие восстановится: испарится добавочно некоторое количество воды и давление вновь достигнет равновесного значения. Только тогда, когда вся вода испарится, можно осуществить давление, меньшее, чем равновесное. Отсюда следует, что точкам, лежащим на диаграмме состояния ниже или правее кривой ОА, отвечает область пара. Если пытаться создать давление, превышающее равновесное, то этого можно достичь, лишь опустив поршень до поверхности воды. Иначе говоря, точкам диаграммы, лежащим выше или левее кривой ОА, отвечает область жидкого состояния.

До каких пор простираются влево области жидкого и парообразного состояния? Наметим по одной точке в обеих областях ибудем двигаться от них горизонтально влево. Этому движению точек на диаграмме отвечает охлаждение жидкости или пара при постоянном давлении. Известно, что если охлаждать воду при нормальном атмосферном давлении, то при достижении 0°С вода начнет замерзать. Проводя аналогичные опыты при других давлениях, придем к кривой ОС, отделяющей область жидкой воды от области льда. Эта кривая — кривая равновесия твердое состояние — жидкость, или кривая плавления,— показывает те пары значений температуры и давления, при которых лед и жидкая вода находятся в равновесии.

Двигаясь по горизонтали влево в области пара (в нижнею части диаграммы), аналогичным образом придем к кривой 0В. Это—кривая равновесия твердое состояние—пар, или кривая сублимации. Ей отвечают те пары значений температуры к давления, при которых в равновесии находятся лед и водяной пар.

Все три кривые пересекаются в точке О. Координаты этой точки—это единственная пара значений температуры и давления,. при которых в равновесии могут находиться все три фазы: лед, жидкая вода и пар. Она носит название тройной точки.

Кривая плавления исследована до весьма высоких давлений, В этой области обнаружено несколько модификаций льда (на диаграмме не показаны).

Справа кривая кипения оканчивается в критической точке. При температуре, отвечающей этой точке,— критической температуре — величины, характеризующие физические свойства жидкости и пара, становятся одинаковыми, так что различие между жидким и парообразным состоянием исчезает.

Существование критической температуры установил в 1860 г. Д. И. Менделеев, изучая свойства жидкостей. Он показал, что при температурах, лежащих выше критической, вещество не может находиться в жидком состоянии. В 1869 г. Эндрьюс, изучая свойства газов, пришел к аналогичному выводу.

Критические температура и давление для различных веществ различны. Так, для водорода = —239,9 °Ñ, = 1,30 МПа, для хлора =144°С, =7,71 МПа, для воды = 374,2 °С, = 22,12 МПа.

Одной из особенностей воды, отличающих ее от других веществ, является понижение температуры плавления льда с ростом давления. Это обстоятельство отражается на диаграмме. Кривая плавления ОС на диаграмме состояния воды идет вверх влево, тогда как почти для всех других веществ она идет вверх вправо.

Превращения, происходящие с водой при атмосферном давлении, отражаются на диаграмме точками или отрезками, расположенными на горизонтали, отвечающей 101,3 кПа (760 мм рт. ст.). Так, плавление льда или кристаллизация воды отвечает точке D, кипение воды—точке Е, нагревание или охлаждение воды — отрезку DE и т. п.

Диаграммы состояния изучены для ряда веществ, имеющих научное или практическое значение. В принципе они подобны рассмотренной диаграмме состояния воды. Однако на диаграммах состояния различных веществ могут быть особенности. Так, известны вещества, тройная точка которых лежит при давлении, превышающем атмосферное. В этом случае нагревание кристаллов при атмосферном давлении приводит не к плавлению этого вещества, а к его сублимации - превращению твердой фазы непосредственно в газообразную.

Плавление, кипение и другие фазовые переходы для летучего вещества протекают при определенных значениях давлений паров над веществом. При переходе от чистого растворителя к раствору давление пара растворителя над раствором изменяется, что соответственно приводит к изменению температур кипения и замерзания растворов, а также осмотического давления.

Рассмотрим двухкомпонентный раствор:

растворитель – это летучее вещество, которое можно перевести в газообразное состояние при атмосферном давлении;

растворенное вещество – нелетучее и недиссоциирующее на ионы
(неэлектролит) вещество.

Количественно равновесное состояние между жидкостью и паром характеризуется давлением насыщенного пара. Обозначим:

р₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

р – давление насыщенного пара над раствором.

Молекулы нелетучего компонента препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя (какая-то часть поверхности просто занята ими), т.е. р₀> р. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым растворителем. Отсюда:

(р₀– р) – абсолютное значение понижения давления пара растворителя над раствором;

() – относительное понижение давления пара растворителя над раствором.

В 1887 г. французский ученый Ф.М. Рауль открыл закон, согласно которому относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

(p0 – p)/p0 = χв-ва

(p0 – p)/p0 = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

При этом принимаем, что χв-ва + χр-ль = 1

Из закона Рауля следует, что понижение давления пара над раствором не зависит от природы растворенного вещества, а зависит только от количества частиц растворенного вещества.

Уменьшение давления пара над раствором приводит соответственно к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора.

Температура кипения – это температура, при которой давление пара над раствором становится равным внешнему давлению. Для достижения над раствором данного давления пара растворителя требуется более высокая температура в сравнении с чистым растворителем.

Температура замерзания – это температура, при которой давление пара над раствором станет равным давлению насыщенного пара над кристаллами растворителя. Для раствора, в сравнение с чистым растворителем, температура замерзания ниже.

Для практических расчетов чаще применяются криоскопический и эбулиоскопический законы Рауля, которые имеют вид:

ΔТзам. = К·С_m– криоскопический закон;

ΔТкип. = Э·С_m– эбулиоскопический закон,

где ΔТзам. – понижение температуры замерзания,

К – криоскопическая постоянная растворителя,

ΔТкип. – повышение температуры кипения,

Э – эбулиоскопическая постоянная растворителя,

С_m – моляльная концентрация растворенного вещества.

Значения криоскопических и эбулиоскопических констант для воды и бензола приведены в таблице 3.2.

Таблица 3.2 – Криоскопические и эбулиоскопические константы

Растворитель	t_КИП., °С	Э	t_ЗАМ., °С	К
Вода – Н₂О		0,52		1,86
Бензол – С₆Н₆	80,1	2,53	5,5	5,12

Физический смысл криоскопических и эбулиоскопических констант следующий. Они показывают, на сколько градусов выше кипит и на сколько градусов ниже замерзает одномоляльный раствор (содержащий 1 моль растворенного вещества на 1кг растворителя) по сравнению с температурами кипения и замерзания чистого растворителя.

Криоскопическая и эбулиоскопическая константы не зависят от природы растворенного вещества, а являются характеристиками растворителя.

Законы Рауля широко применяются на практике. Например, 58 % (по массе) водный раствор этиленгликоля замерзает при температуре – 50 °С, поэтому используется в качестве антифриза.

Идеальными растворами считаются растворы, соответствующие двум требованиям:

1. Размеры молекул всех компонентов раствора нулевые.

2. Силы взаимодействия между всеми компонентами раствора отсутствуют.

Из реальных растворов таким требованиям соответствуют только разбавленные и совершенные растворы.

Разбавленными называют растворы, в которых концентрация растворенного вещества приближается к нулю.

Совершенными называются растворы, образованные веществами с очень близкими физико–химическими свойствами.

На практике доля идеальных растворов незначительна. Поэтому, чтобы было возможным применение законов идеальных растворов к реальным, выражение концентрации заменяют на активность (для жидких и твердых систем) или давление на фугитивность (для газовых систем).

Активность (a) – функция концентрации растворенного компонента, учитывающая отклонения данной реальной системы от идеальной, подстановка которой в уравнения законов идеальных растворов вместо концентрации делает их применимыми для расчетов свойств реальных систем. Величина активности зависит от природы растворителя, других компонентов раствора, их концентраций, температуры и давления.

Коэффициент активности (?) – это отношение активности компонента к его истинной концентрации в растворе.

, , ,
где - соответственно мольная доля растворенного вещества, моляльность, молярность раствора; - активность растворенного вещества, выраженная соответственно через мольную долю, моляльность и молярность; - соответствующие коэффициенты активности.

Фугитивность () – функция парциального давления чистого газа или газового компонента в смеси газов, при подстановке которой в закон для идеального газа можно рассчитать параметры реальной газовой системы.

Фугитивность связана с парциальным давлением газа () через коэффициент фугитивности ().

.
Рассчитать фугитивность газа приблизительно можно по уравнению

где - парциальное давление реального газа, Па; - давление, которое имел бы идеальный газ при заданных условиях .

Реальные растворы в подавляющем большинстве не подчиняются законам идеальных растворов. Очень многие из них не подчиняются, например, закону Рауля, причем известны как положительные, так и отрицательные отклонения. Если давление пара над реальным раствором больше, чем над идеальным такого же состава, то отклонения от закона Рауля называют положительными, а если меньше, то отрицательными. Знак и величина отклонения зависит от природы растворителя и растворенного вещества.. Если молекулы одного компонента сильнее притягиваются друг к другу, чем к молекулам другого компонента, то парциальные давления пара над смесью будут больше вычисленных. Если же частицы разных компонентов притягиваются друг к другу сильнее, чем частицы одного и того же компонента, то парциальные давления будут меньше вычисленных.

В реальных растворах взаимодействия между однородными и разнородными молекулами различны. Если раствор образуется из частных компонентов А и В, то изменение потенциальной энергии при образовании раствора равно:

DU= , где

U_A-A, U_B-B и U_A-B- средние потенциальные энергии взаимодействия между однородными и разнородными молекулами соответственно, если DU=0, то раствор идеальный. Идеальные растворы при всех концентрациях и температурах подчиняются закону Рауля.

Стандартное состояние может быть реальным и гипотетическим. В зависимости от того, какое состояние компонента принимают за его стандартное состояние, различают три модели идеальных растворов: идеальный газовый раствор, идеальный совершенный раствор и идеальный предельно - разбавленный раствор.

В идеальном газовом растворе за стандартное состояние принято состояние компонента k в виде чистого идеального газа

т.е. выражение (15) в этом растворе имеет вид:

Зависимость известна, она определяется уравнением для чистого идеального газа вида k:

где – стандартный химический потенциал чистого идеального газа k;

p – давление газа;

[ p ] – единица размерности давления.

Рассматривая совместно уравнения получаем:

где – парциальное давление компонента k в идеальном газовом растворе.

В идеальном совершенном растворе за стандартное состояние любого компонента k раствора принимают его состояние в виде чистого вещества.

Выражение для химического потенциала компонента k в этом растворе будет иметь следующий вид:

Идеальные совершенные растворы – это растворы, в которых и растворитель и растворенные вещества обладают сходным химическим строением и имеют близкие термодинамические характеристики, например растворы оптических изомеров, или растворы изотопов.

Идеальный предельно - разбавленный раствор – это раствор, в котором стандартные состояния для растворителя и растворенных веществ различны. Для растворителя за стандартное состояние здесь тоже принимают состояние в виде чистого вещества, т.е. будут справедливы 2 последних соотношени, а для растворенных веществ за стандартное состояние принимают их состояние в предельно - разбавленном растворе:

Это состояние гипотетическое, причем

Зависимость химического потенциала компонента неидеального (реального) раствора от концентрации можно записать в виде

где – стандартный химический потенциал компонента k раствора;

–активность компонента k в растворе, определяемая как

( – коэффициент активности).

Использование коэффициентов активности и активностей в уравнениях зависимости химического потенциала компонента неидеального раствора от концентрации позволяет сохранить простое формальное сходство с подобными уравнениями для идеальных растворов.

⇐ Предыдущая 12 13 14 15 161718 19 20 21 Следующая ⇒