Wydział Geoinżynierii Lubin, 13 maja 2011

Górnictwa i Geologii

Politechniki Wrocławskiej

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia

pt. „Właściwości wodnych roztworów soli”

grupa: poniedziałek 13¹⁰-14⁴⁰

rok: I

1. WPROWADZENIE

Reakcja endotermiczna - to reakcja chemiczna, która posiada ujemny bilans wymiany ciepła z otoczeniem. Można też powiedzieć, że jest to reakcja, w której ciepło znajduje się po stronie substratów, albo inaczej która pochłania ciepło z otoczenia (Wikipedia).

Reakcja egzotermiczna - to reakcja chemiczna, która ma dodatni bilans wymiany ciepła z otoczeniem. Można też powiedzieć, że jest to reakcja, w której ciepło znajduje się po stronie produktów, albo inaczej która emituje ciepło (Wikipedia).

Krystalizacja - to proces powstawania fazy krystalicznej z fazy stałej (amorficznej), fazy ciekłej, roztworu lub fazy gazowej. Krystalizacja jest procesem egzotermicznym. Przeprowadza się ją w celu wyodrębnienia związku chemicznego z roztworu. Mieszaniny jednorodne cieczy (rozpuszczalnik) i ciała stałego (substancja rozpuszczona) mają graniczne stężenie, w którym rozpoczyna się proces krystalizacji (Wikipedia).

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna. Iloczyn rozpuszczalności służy do ilościowego przewidywania wpływu składu roztworu na rozpuszczalność (Wikipedia).

Ciepło rozpuszczania - efekt cieplny towarzyszący procesowi rozpuszczania. W przypadku procesu rozpuszczania prowadzonego pod stałym ciśnieniem ciepło rozpuszczania jest równoważne entalpii tego procesu.

W procesie rozpuszczania substancji krystalicznych ulega zniszczeniu sieć krystaliczna kosztem pobrania z otoczenia energii równej tzw., energii sieciowej (E_s). W drugim etapie powstałe cząsteczki lub jony ulegają procesowi solwatacji, czemu towarzyszy wydzielanie się energii (ΔH_solw). Zgodnie z prawem Hessa można to przedstawić w następujący sposób:

ΔH_r = E_s + ΔH_solw

gdzie ΔH_r to sumaryczna entalpia rozpuszczania.

Proces rozpuszczania może być:

egzotermiczny (powodujący wzrost temperatury roztworu), jeżeli wydzielana energia solwatacji jest wyższa niż energia sieciowa,

endotermiczny (powodujący obniżenie temperatury roztworu) jeśli dominuje energia sieciowa nad energią solwatacji (Wikipedia).

Stała równowagi - współczynnik opisujący stan równowagi odwracalnych reakcji chemicznych. Stała ta jest równa ilorazowi reakcji w stanie doskonałej równowagi, t.j. w sytuacji gdy szybkość reakcji w stronę od substratów do produktów i od produktów do substratów jest dokładnie taka sama (Wikipedia).

Cele ćwiczeń:

• określenie reakcji endotermicznych i egzotermicznych,

• określenie temperatury krystalizacji soli,

• zależność temperatury krystalizacji od stężenia soli,

• określenie wpływu temperatury na rozpuszczalność soli w wodzie,

• sprawdzenie reguły Le Chateliera Brauna,

• wyliczenie stężenia procentowego i molowego,

• wyliczenie iloczynu rozpuszczalności, stałej równowagi termodynamicznej reakcji, ciepła rozpuszczania.

2. CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA

1. Metodyka

Przed przystąpieniem do bezpośredniego wykonania ćwiczeń umyłem wodą destylowaną i dokładnie osuszyłam probówki i zlewki. Do wcześniej przygotowanych naczyń dodawałem substancje, które mieszałem w ilościach określonych w instrukcji do ćwiczeń.

Doświadczenie 2 wymagało ogrzania mieszanin. Ogrzewanie przeprowadzałem nad łaźnią wodną. Za pomocą drewnianych szczypiec substancje w probówkach umieszczałem i wyciągałem z łaźni wodnej. Mieszanie roztworu w probówce przeprowadzałem za pomocą bagietki. Pomiaru temperatury dokonałem za pomocą termometru. Do ćwiczeń wykorzystałem zwykłą wodę z kranu, wodę destylowaną, sól kuchenną, NaOH, kwas siarkowy, KCl, CaCl₂.

2.2 Obserwacje

Ćwiczenie 1

Efekty cieplne rozpuszczania

Do czterech małych, przygotowanych wcześniej probówek wlałem około 2 cm³ zwykłej wody z kranu. Do pierwszej dodałem około 1 cm³ wody destylowanej.

Schemat 1. Dodanie wody destylowanej.

Do drugiej probówki dodałem 3 granulki NaOH.

Schemat 2. Dodanie 3 granulek NaOH.

NaOH = Na⁺ + OH^-

Do trzeciej probówki dodałem 1 g soli kuchennej.

Schemat 3. Dodanie soli kuchennej.

Do czwartej probówki dodałem 1 cm³ H₂SO₄ o stężeniu 1mol/dm³.

Schemat 4. Dodanie kwasu siarkowego.

Zawartość pierwszej probówki służyła mi do celów kontrolnych. W stosunku do probówki pierwszej oceniałem zmianę temperatury w pozostałych probówkach. Dotykając lekko palcem dna poszczególnych probówek oceniłem, że zmiana temperatury zaszła w probówce zawierającej granulki NaOH oraz w probówce zawierającej H₂SO₄. Probówki były ciepłe.

Ćwiczenie 2

Rozpuszczalność soli w wodzie

Do suchej probówki wlałem 10 cm³ wody destylowanej, kolejno wsypałem 4,5 g KCl. Tak przygotowany roztwór za pomocą drewnianych szczypiec umieściłem w łaźni wodnej. Całość podgrzałem do temperatury bliskiej wrzenia, mieszając roztwór bagietką. Probówkę ogrzewałem przez 7 minut, aż do momentu całkowitego rozpuszczenia soli. Następnie wyciągnąłem probówkę z łaźni wodnej i umieściłem w statywie. Następnie delikatnie mieszałem roztwór termometrem i obserwując spadek temperatury, aż do momentu pojawienia się pierwszych kryształków soli.

Pierwsza temperatura krystalizacji: 65^oC.

Wartość temperatury krystalizacji soli zapisałem w celu porównania z dalszymi wynikami i sporządzenia wykresu. Następnie do probówki dodałam 1 cm³ wody destylowanej i powtórzyłem wszystkie czynności.

Druga temperatura krystalizacji: 51^oC.

Ponownie do zawartości probówki dodałam 1cm³ wody destylowanej.

Trzecia temperatura krystalizacji: 45^oC.

Kolejny etap doświadczenia polegał na obliczeniu stężenia procentowego badanego roztworu w trzech sytuacjach.

1cm³ = 1g

Cp - stężenie procentowe [%]

m_s - masa substancji [g]

m_r - masa roztworu [g]

m_rozp. - masa rozpuszczalnika [g]

Cp =(m_s/m_r) x 100%

I sytuacja - ilość wody 10 cm³

m_rozp. = 10 cm³ = 10 g

m_s = 4,5 g

m_r = m_s + m_rozp.

m_r = 10 g + 4,5 g = 14,5 g

Cp =(4,5 g/14,5 g) x 100% = 31%

II sytuacja - ilość wody 10 cm³ + 1cm³ = 11 cm³

m_rozp. = 11 cm³ = 11 g

m_s = 4,5 g

m_r = m_s + m_rozp.

m_r = 11 g + 4,5 g = 15,5 g

Cp =(4,5 g/15,5 g) x 100% = 29%

III sytuacja - ilość wody 11 cm³ + 1cm³ = 12 cm³

m_rozp. = 12 cm³ = 12 g

m_s = 4,5 g

m_r = m_s + m_rozp.

m_r = 12 g + 4,5 g = 16,5 g

Cp =(4,5 g/16,5 g) x 100% = 27%

Porównując otrzymane wyniki zauważyłem zależność między temperaturą krystalizacji, a stężeniem soli.

Wykres 1. Zależność między temperaturą krystalizacji, a stężeniem procentowym.

Ćwiczenie 3

Iloczyn rozpuszczalności

Do przygotowanej wcześniej probówki wlałem 10 cm³ 1M roztworu CaCl₂. Następnie dodałem 1 cm³ 1M H₂SO₄. Wszystko dokładnie wymieszałem za pomocą bagietki. W wyniku reakcji wytrącił się biały osad. W celu trwałego zmętnienia roztworu dodałem 5 kropel kwasu siarkowego.

CaCl₂ + H₂SO₄ → 2 HCl + CaSO₄

CaSO₄ = Ca²⁺ + SO₄^2-

Kolejny etap doświadczenia polegał na obliczeniu stężenia molowego badanego roztworu.

X - liczba moli substancji

1000 cm^3 - 1M CaSO4

10 cm^3 - X mola CaCl2

X = (10 cm³ x 1M) / 1000 cm³ = 0,01 mola

X - liczba moli substancji

1000 cm^3 - 1M CaSO4

1 cm^3 - X mola H2SO4

X = (1 cm³ x 1M) / 1000 cm³ = 0,001 mola

Cmol - stężenie molowe

n - liczba moli substancji [mol]

V_roz. - objętość roztworu [dm³]

Cmol = n / V_roz.

V_roz. = 11 cm³

1 dm³ - 1000 cm³

11 cm³ = 0,011 dm³

Stężenie molowe CaCl₂:

n = 0,01 mola

Cmol = 0,01 mola / 0,011 dm³ = 0, 91 mol/dm³

Stężenie molowe H₂SO₄:

n = 0,001 mola

Cmol = 0,001 mola / 0,011 dm³ = 0, 091 mol/dm³

Zakończenie doświadczenia polegało na obliczeniu iloczynu rozpuszczalności CaSO₄.

AB = A⁺ + B^-

Ir = [A⁺] x [B^-]

Ir = [Ca²⁺] x [SO₄^2-]

Ćwiczenie 4

Obliczenia termodynamiczne

M_mX_n(s) = mMⁿ⁺_(aq) + nX^m-_(aq)

(∆G^o)_reakcji = m∆G^o_f (Mⁿ⁺_(aq)) + n∆G^o_f (X^m-_(aq)) - ∆G^o_f (M_mX_n,s)

lnK = ∆G^o / RT

K = e^{(-∆Go / RT)}

K = Ir

T = 298,15 K

R = 8,3143 J/(mol K)

RT = 8,3143 J/(mol K) x 298,15 K = 2478,90 J/mol = 2,4789 kJ/mol

NaCl

NaCl = Na⁺ + Cl^-

(∆G^o)_reakcji = 1∆G^o_f (-261,89) + 1∆G^o_f (-131,26) - ∆G^o_f (-384,15) = - 9

lnK = ∆G^o / RT

K = e^{(-(-9) / 2,4789)} = 2,7 ^3,6 = 35,72 = Ir

HCl

HCl = H⁺ + Cl^-

(∆G^o)_reakcji = 1∆G^o_f (0) + 1∆G^o_f (-131,26) - ∆G^o_f (-95,3) = 252,89

w tym przypadku obliczamy tylko ciepło rozpuszczania w wodzie.

MgCl₂

MgCl₂ = Mg²⁺ + 2Cl^-

(∆G^o)_reakcji = 1∆G^o_f (-454,8) + 2∆G^o_f (-131,26) - ∆G^o_f (-591,8) = -125,52

lnK = ∆G^o / RT

K = e^{(-(-125,52) / 2,4789)} = 2,7 ^50,63 = 6,91 = Ir

2.3 Interpretacja

Woda z kranu + woda destylowana - reakcja endotermiczna.

Woda z kranu + NaOH - reakcja egzotermiczna.

Woda z kranu + H₂SO₄ - reakcja egzotermiczna.

Woda z kranu + sól kuchenna - reakcja endotermiczna.

Reakcje z użyciem NaOH i H₂SO₄ są egzotermiczne, ponieważ układ wydzielił ciepło do otoczenia, probówki były

ciepłe.

Temperatura krystalizacji soli zależy od stężenia soli w roztworze. Im stężenie jest większe tym temperatura krystalizacji wyższa.

Stężenie procentowe	Temperatura krystalizacji
31%	65^oC
29%	51^oC
27%	45^oC

Tabelka 1. Zestawienie stężenia procentowego i temperatury krystalizacji.

Stężenie molowe CaCl₂:

Cmol = 0, 91 mol/dm³

Stężenie molowe H₂SO₄:

Cmol = 0, 091 mol/dm³. Kwas siarkowy ma mniejsze stężenie molowe niż chlorek wapnia. W doświadczeniu 3 nie musiałem dodawać następnej porcji H₂SO₄, ponieważ biały osad wytrącił się od razu.

Związki mają różne ciepło rozpuszczania, różną stałą równowagi i iloczyn rozpuszczalności. Stała równowagi jest równa co do wartości iloczynowi rozpuszczalności.

Związek	(∆G^o)reakcji	K	Ir
NaCl	-9	36	36
HCl	252,89
MgCl2	-125,52	6,9	6,9

Tabelka 2. Zestawienie wyników z doświadczenia 4.

2.4 Wnioski

Z doświadczenia 1 wynika, że probówki z NaOH oraz H₂SO₄ wykazują zmianę temperatury układu, czyli przesunięcie stanu równowagi reakcji chemicznej. O kierunku przesunięcia mówi reguła Le Chateliera - Brauna. Położenie równowagi przesuwa się w kierunku warunków pierwotnych. Reakcja egzotermiczna to obniżenie temperatury układu powodujące przesunięcie stanu równowagi. Układ stara się o dostarczenie ciepła, które ubywa przez obniżenie temperatury.

Doświadczenie 2 ukazuje, że temperatura krystalizacji jest zależna od stężenia. Za każdym razem jak dodawałem wody (rozpuszczalnika) temperatura pojawienia się pierwszych kryształków była niższa. W przypadku mieszanin temperatura krystalizacji zależy od składu mieszaniny. Krystalizacja jest procesem egzotermicznym. Substraty doświadczenia 3 mają różne stężenie molowe, które wynika z różnej liczby moli. Obliczenia w doświadczeniu 4 mówią o tym, że badane substancje mają róże ciepło rozpuszczania, iloczyn rozpuszczalności i stałą równowagi termodynamicznej.

3. LITERATURA CYTOWANA

J. Więckowskiej, J. Surygały - praca zbiorowa, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii dla studentów Wydziału Górniczego, Wrocław 1993.

http://pl.wikipedia.org/wiki/Reakcja_endotermiczna

http://pl.wikipedia.org/wiki/Reakcja_egzotermiczna

http://pl.wikipedia.org/wiki/Krystalizacja

http://pl.wikipedia.org/wiki/Iloczyn_rozpuszczalności

http://pl.wikipedia.org/wiki/Ciepło_rozpuszczania

http://pl.wikipedia.org/wiki/Stała_równowagi

---