Wydział Geoinżynierii Legnica, 14.05.2011

Górnictwa i Geologii

Politechniki Wrocławskiej

Chemia

Sprawozdanie z ćwiczenia „Właściwości wodnych roztworów soli”

Grupa: poniedziałek 9⁴⁵-11¹⁵

Rok: pierwszy

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[1].

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[1].

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.

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[1].

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.

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.

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

Doświadczenie 1. Efekty cieplne rozpuszczania.

Do czterech małych probówek wlano około 2 cm³ zwykłej wody z kranu. Do jednej z nich wlano 1 cm³ wody destylowanej, do drugiej wsypano około 1 grama soli kuchennej, do trzeciej 3-4 granulki NaOH a do czwartej wlano 1 cm³ stężonego kwasu siarkowego. Następnie określano zmianę temperatury roztworów dotykając palcem dna probówki.

Doświadczenie 2. Rozpuszczalność soli w wodzie.

Ogrzewanie przeprowadzono nad łaźnią wodną. Za pomocą drewnianych szczypiec substancje w probówkach umieszczono w łaźni wodnej. Mieszanie roztworu w probówce przeprowadzono za pomocą bagietki. Pomiaru temperatury dokonano za pomocą termometru. Do ćwiczeń wykorzystano zwykłą wodę z kranu, wodę destylowaną, sól kuchenną, NaOH, kwas siarkowy, KCl, CaCl₂.

Doświadczenie 3. Iloczyn rozpuszczalności.

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

2. Obserwacje

Doświadczenie 1.

Zostały zaobserwowane zmiany ciepła w probówkach zawierającej granulki NaOH oraz w probówce zawierającej H₂SO₄.

Doświadczenie 2.

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.

Doświadczenie 3.

W wyniku reakcji wytrącił się biały osad. W celu trwałego zmętnienia roztworu dodano 5 kropel kwasu siarkowego.

3. Interpretacja

Doświadczenie 2. Rozpuszczalność soli w wodzie.

Obliczenia stężenia procentowego badanego roztworu.

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%

Wykres 1. Zależność między temperaturą krystalizacji, a stężeniem procentowym

Doświadczenie 3. Iloczyn rozpuszczalności.

Obliczenia 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

Doświadczenie 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

4. Wnioski

W doświadczeniu 1 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 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 badane substancje mają róże ciepło rozpuszczania, iloczyn rozpuszczalności i stałą równowagi termodynamicznej.

3. LITERATURA CYTOWANA

[1] Jan Drzymała „Właściwości wodnych roztworów soli”, 2011.

[2] www.wikipedia.pl