Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Порядок выполнения лабораторной работы

Лабораторная работа № 2

Определение термодинамических характеристик

Процесса гидролиза соли

Цель работы: определить зависимость степени гидролиза соли h от концентрации (разбавления) раствора при различных температурах. Рассчитать термодинамические характеристики процесса гидролиза соли: изобарно-изотермический потенциал DG, энтальпию DН и энтропию DS.

Гидролиз – реакция обменного разложения между различными веществами и водой.

Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури позволяет рассматривать процесс гидролиза солей как частный случай кислотно-основного равновесия в растворе. Напомним, что под гидролизом солей понимают обменное взаимодействие ионов соли с водой, сопровождающееся образованием малодиссоциированного соединения (слабой кислоты или слабого основания) и, как следствие, изменением рН среды. Количественными характеристиками процесса гидролиза являются степень h и константа гидролиза К_Г.

Для соли с катионным типом гидролиза

NH₄NO₃ + H₂O = NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + H⁺OH^- = NH₄OH + H⁺,

выражение для константы равновесия процесса гидролиза

содержит две постоянные величины – собственно константу равновесия и концентрацию воды в разбавленном растворе, которые и принято объединять в константу гидролиза

(2.1)

где С_Г - концентрация гидролизованных молекул соли, равная концентрации образовавшихся ионов водорода и молекул NH₄OH; С – исходная концентрация молекул соли в растворе.

Доля гидролизованных молекул характеризуется степенью гидролиза h

h = С_Г/С.

(2.2)

Подставив уравнение (2.2) в (2.1), получим выражение, связывающее степень и константу гидролиза

(2.3)

Для разбавленных растворов солей степень гидролиза невелика (h «1), и константа гидролиза К_Г приближенно равна

К_Г= h²С. (2.4)

При катионном гидролизе концентрация гидролизованных молекул С_Г равна концентрации ионов водорода [H⁺], т.е. С_Г = [H⁺], соответственно

h = [H⁺]/ С (2.5)

К_Г = [H⁺] ²/С. (2.6)

Для соли с анионным типом гидролиза

СH₃COONa + H₂O = СH₃COOH + NaOH

СH₃COO^- + H₂O = СH₃COOH + OH^-

концентрация гидролизованных молекул равна тогда

(2.7)

(2.8)

где - ионное произведение воды.

Термодинамические характеристики процесса гидролиза соли определяются по уравнениям (2.9-2.11) изотермы (ΔG), изобары (ΔH) и из уравнения Гиббса (ΔS):

ΔG = - R·T·lnK_Г = - 2,303· R ·T·lgK_Г, (2.9)

ΔH = 2,303· R ·1g· , (2.10)

. (2.11)

Порядок выполнения лабораторной работы

При выполнении лабораторной работы исследуются растворы одной из трех солей: NH₄Cl, NH₄NO₃, CH₃COONa пяти концентраций (0,4; 0,2; 0,1; 0,05; и 0,025 М) при двух температурах (комнатной и температуре из диапазона 40 - 70ºС по заданию преподавателя).

1. Рассчитать навеску заданной соли для приготовления 100 мл 0,4 М раствора с точностью до 0,001 г.

2. Приготовить 0,4 М раствор соли. Для этого навеску сухой соли, взятую с точностью 0,01 г на технических весах, поместить в мерную колбу на 100 мл. Сначала растворить соль в небольшом количестве воды, затем тщательно перемешать раствор и осторожно довести водой до метки.

3. Приготовить 0,2 М раствор соли. Для этого отобрать 50 мл раствора из первой колбы, перенести его в мерную колбу на 100 см³ и довести водой раствор до метки.

4. Аналогично, путем последовательного разбавления, приготовить растворы соли 0,1; 0,05 и 0,025 М концентрации. Растворы, оставшиеся в колбах, использовать для измерения рН.

5. Измерить рН растворов всех пяти концентраций при комнатной температуре. Затем, после выдержки стаканчиков с растворами в термостате в течение 20-30 минут, измерить рН при второй заданной температуре.

6. Рассчитать степень и константу гидролиза для растворов соли пяти концентраций при двух температурах, результаты занести в таблицу 2.1.

При каждой температуре определить среднее арифметическое значение константы гидролиза и сравнить полученную величину с теоретической. Теоретическую константу гидролиза определяют из соотношения

Истинные константы диссоциации слабой кислоты (основания) и ионное произведение воды возьмите из справочной литературы с учетом температуры эксперимента.

Таблица 2.1

Определение степени и константы гидролиза соли

t,°С Концентрация соли С_М, моль/л моль/л рН=-lg[H⁺] [H⁺], моль/л h К_Г V=1/С, л/моль

t₁= = … 0,4 0,2 0,1 0,05 0,025

t₂= = … 0,4 0,2 0,1 0,05 0,025

7. Построить график зависимости степени гидролиза соли h от разбавления (величина, обратная концентрации V=1/C) h = f(V) для двух температур.

8. Рассчитать термодинамические характеристики процесса гидролиза. Результаты расчетов занести в табл. 2.2.

Таблица 2.2

Термодинамические характеристики процесса гидролиза соли

t,°С Т, К К_Г ΔG, кДж/моль ΔН, кДж/моль ΔS, Дж/моль·К

9. Сделать выводы о зависимости

- степени гидролиза соли от величины разбавления раствора (или концентрации),

- степени гидролиза от температуры,

- изменения изобарно-изотермического потенциала от температуры.

Объяснить полученные результаты с позиций принципа Ле Шателье - Брауна. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в изменение изобарно-изотермического потенциала процесса гидролиза.

Измерение водородного показателя рН при помощи рН-метра.

В основе используемого в работе потенциометрического метода определения рН среды лежит линейная зависимость потенциала измерительного электрода (стеклянный электрод) от концентрации ионов водорода в растворе. Потенциал второго электрода, называемого электродом сравнения, остается постоянным и никак не связан с рН раствора. Поэтому измеряемая величина ЭДС (разность потенциалов двух электродов) зависит только от потенциала стеклянного электрода, а значит и от рН исследуемого раствора.

Предварительная калибровка рН-метра проводится по стандартным буферным растворам с известными значениями рН при комнатной температуре в соответствии с инструкцией к данной модели рН-метра. Цель калибровки - построение линейной зависимости между измеряемой величиной ЭДС и значением РН раствора, которая автоматически заносится в память прибора и позволяет при дальнейшей работе снимать показания в единицах рН.

1. Прибор включить в сеть и прогреть в течение 20 минут. Электроды при этом должны быть погружены в стаканчик с чистой дистиллированной водой.

2. Перейти в режим «Изм.» для измерения рН. Проконтролировать величину рН дистиллированной воды.

3. Электроды аккуратно осушить от воды фильтровальной бумагой и только после этого погрузить в исследуемый раствор. Электроды выдерживают в растворе до получения стабильной величины рН (или до звукового сигнала прибора). Время установления показаний не должно превышать 2-3 минут.

4. После проведения измерения электроды тщательно промыть дистиллированной водой, осушить и провести измерение рН в растворе с другой концентрацией.

5. В промежутках между измерениями электроды погружают в дистиллированную воду, а в нерабочие периоды хранят в насыщенном растворе KCl. Нельзя допускать длительного контакта электродов рН-метра с воздухом, это приводит к пересыханию мембраны стеклянного электрода и потере им рабочих характеристик.

6. По окончании работы отключить прибор от сети.

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: