Wydział: Górnictwa i Geologia Legnica 18 I 2013 r.

II rok 1 semestr

Politechnika Wrocławska

ZOD Legnica

GRUPA I

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia pt.

„Właściwości wodnych roztworów soli”

Prowadząca:

1. WPROWADZENIE

Wody występujące w przyrodzie oraz w procesach technologicznych z reguły zawierają rozpuszczone w niej zanieczyszczenia. Tylko woda wielokrotnie oczyszczana może zawierać wyłącznie cząsteczki H2O.

Rozpuszczaniu substancji w wodzie towarzyszą efekty cieplne. Roztwór wodny może obniżać, podwyższać lub nie zmieniać swojej temperatury w wyniku rozpuszczania w nim substancji. Rozpuszczaniu towarzyszą efekty endotermiczne lub egzotermiczne. Reakcja egzotermiczna polega na wydzielaniu się ciepła z układu podczas reakcji, gdy reakcja endotermiczna prowadzi do pochłaniania ciepła. W wyniku zmiany temperatury układu następuje w nim przesunięcie stanu równowagi reakcji chemicznej. O kierunku tych zmian mówi jakościowo reguła Le Chateliera-Brauna. Według niej, gdy warunki układu znajdującego się w stanie równowagi ulegają zmianie, położenie równowagi przesuwa się w takim kierunku, jakby dążyło do przywrócenia pierwotnych warunków. Jeżeli reakcja zapisana ogólnie jako:

AB = A+ + B- (∆H^o = -12 kJ) (1)

jest jak napisano reakcją egzotermiczną, to obniżanie temperatury układu powoduje przesuwanie stanu równowagi w prawo, gdyż układ stara się o dostarczanie ciepła, które jest odbierane przez obniżanie temperatury. Gdyby reakcji (1) była endotermicznej, wtedy obniżanie temperatury powodowałoby przesuwanie się stanu równowagi w lewo. W równaniu 1 ∆Ho oznacza standardową entalpię reakcji. Jeżeli układ oddaje ciepło to ∆Ho jest ujemne (bo układ traci ciepło).

Efekty termiczne reakcji chemicznych i procesów opisuje termodynamika chemiczna. Najczęściej używaną funkcją termodynamiczną stosowaną do opisu efektów termodynamicznych jest właśnie entalpia (H). Podaje się ją w postaci zmian tej funkcji czyli ∆Ho gdzie symbol oznacza zmianę (przyrost) a symbol o stan standardowy. Zmiana entalpii w czasie reakcji jest równa zmianie entalpii składników układu biorących udział w reakcji i wyraża się ją przy stałym ciśnieniu i temperaturze. Entalpię egzotermicznej reakcji chemicznej (∆Ho)reakcji można opisać za pomocą równania:

(∆H^o)_reakcji = (∆H^o_f)_produków - (∆H^o_f)_substratów

gdzie (∆H^o_f) oznacza standardowe entalpie tworzenia indywiduów chemicznych.

Rozpuszczanie soli w wodzie przy stałej temperaturze roztworu wodnego następuje do pewnego momentu, gdy iloczyn stężenia jonów zaczyna przekraczać pewną wartość zwaną iloczynem rozpuszczalności.

Iloczyn rozpuszczalności soli można wyznaczyć eksperymentalnie, ale także można obliczyć w oparciu o wspomnianą funkcję termodynamiczną zwaną entalpią swobodną lub potencjałem termodynamicznym Gibbsa. Jest to możliwe ponieważ:

(∆G^o)_reakcji = (∆G^o_f)_produków - (∆G^o_f)_substratów

oraz że:

(∆G^o)_reakcji = -RT ln K

gdzie:

R = 8,3143 J/(mol K)

T = 298.15K

RT = 2,4789 kJ/mol.( Właściwości wodnych roztworów soli, 2013)

2. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Doświadczenie 1. Efekty cieplne rozpuszczania

Metodyka

Przed przystąpieniem ćwiczeń umyto wodą destylowaną i dokładnie osuszono probówki. Do czterech małych, przygotowanych wcześniej probówek wlano około 2 cm³ zwykłej wody z kranu. Do pierwszej dodano około 1 cm³ wody destylowanej. Do drugiej probówki dodano 3 granulki NaOH. Do trzeciej probówki dodano 1 g soli kuchennej. Do czwartej probówki dodano 1 cm³ H₂SO₄.

Obserwacje

Zawartość pierwszej probówki służyła do celów kontrolnych. W stosunku do probówki pierwszej oceniano zmianę temperatury w pozostałych probówkach. Dotykając lekko palcem dna poszczególnych probówek oceniono że probówki nr 2 i 4 stały się ciepłe a nr 3 ochłodziła się w stosunku do probówki nr 1.

Interpretacja

Tabela 1. Substancje użyte przy ćwiczeniu, reakcje chemiczne oraz zmiana temperatury roztworów

Nr probówki	Substancja której dodano	Temp. probówki	Reakcja chemiczna
1	1 cm^3wody destylowanej	-	-
2	3 granulki NaOH	ciepła	NaOH → Na^++ OH^- + ∆H (egzotermiczna)
3	1 g NaCl	chłodna	NaCl → Na^+ + Cl^- - ∆H (endotermiczna)
4	1 cm^3 H2SO4	ciepła	H2SO4 → 2H^+ + SO^-24 + ∆H (egzotermiczna)

Wnioski

W probówkach z NaOH i H₂SO₂ wydzieliło się ciepło( r. egzotermiczna ) a probówka z NaCl ochłodziła się ( r. endotermiczna).

Doświadczenie 2. Rozpuszczalność soli w wodzie.

Metodyka

Do suchej probówki wlano 10 cm³ wody destylowanej, następnie wsypano 5,3 g KCl. Tak przygotowany roztwór za pomocą drewnianych szczypiec umieszczono w łaźni wodnej. Całość podgrzano do temperatury bliskiej wrzenia, mieszając roztwór bagietką. Probówkę ogrzewano do momentu całkowitego rozpuszczenia soli. Następnie wyciągnięto probówkę z łaźni wodnej i umieszczono w statywie. Następnie delikatnie mieszano roztwór termometrem i obserwowano spadek temperatury, aż do momentu pojawienia się pierwszych kryształków soli.

Obserwacje

Badany roztwór mieszano bagietką przez 25 minut w łaźni wodnej, podczas tej czynności roztwór nie chciał się rozpuścić. Później przez przypadek została uszkodzona probówka i badany roztwór zmieszał się z wodą w łaźni wodnej. Badanie powtórzono ale brakło czasu na dokończenie.

Interpretacja

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

gdzie:

Cp - stężenie procentowe [%]

m_s - masa substancji [g]

m_r - masa roztworu [g]

m_rozp. - masa rozpuszczalnika [g]

Tabela 2. Dane potrzebne przy obliczeniu oraz końcowe wyniki

Nr roztworu	Masa rozpuszczalnika (mrozp.)	Masa substancji (ms)	Masa roztworu (mr = ms + mrozp)	Stężenie procentowe
1	10 cm^3 = 10 g	5,3 g	15,3 g
2	11 cm^3 = 11 g	5,3 g	16,3 g
3	12 cm^3 = 12 g	5,3 g	17,3 g

Wnioski

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

Doświadczenie 3. Iloczyn rozpuszczalności

Metodyka

Do przygotowanej wcześniej probówki wlano 10 cm³ 1M roztworu CaCl₂. Następnie dodano 1 cm³ 1M H₂SO₄. Wszystko dokładnie wymieszano za pomocą bagietki i obserwowano czy w roztworze pojawił się biały osad.

Obserwacje

W wyniku reakcji wytrącił się biały osad.

Interpretacja

Reakcja chemiczna zachodząca podczas doświadczenia:

CaCl₂ + H₂SO₄ → 2 HCl + CaSO₄

Reakcja chemiczna podczas której powstaje CaSO₄:

CaSO₄ = Ca²⁺ + SO₄^2-

Kolejny etap doświadczenia polegał na obliczeniu stężenia molowego badanego roztworu.

Obliczanie liczności moli:

I. CaCl₂

1000 cm^3 - 1M CaSO4

10 cm^3 - n mol CaCl2

II. H₂SO₄

1000 cm^3 - 1M CaSO4

1 cm^3 - n mol H2SO4

Wzór na stężenie molowe :

gdzie:

C_mol - stężenie molowe

n - liczba moli substancji [mol]

V_r - objętość roztworu[dm³]

V_r = 11 cm³

1 dm³ - 1000 cm³

11 cm³ = 0,011 dm³

Stężenie molowe CaCl₂:

n = 0,01 mol

Stężenie molowe H₂SO₄:

n = 0,001 mol

Zakończenie doświadczenia polegało na obliczeniu iloczynu rozpuszczalności CaSO₄.

AB = A⁺ + B^-

Ir = [A⁺] ∙ [B^-]

Ir = [Ca²⁺] ∙ [SO₄^2-]

Wnioski

W doświadczeniu nie było potrzeby dodawać następnej porcji H₂SO₄, ponieważ biały osad wytrącił się od razu.

Doświadczenie 4. Obliczenia termodynamiczne NaCl, HCl i MgCl₂.

Reakcja rozpuszczania:

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) ∙ 298,15 K = 2478,90 J/mol = 2,4789 kJ/mol

I. 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

II. 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.

III. 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

Interpretacja

Tabela 3. Zestawienie wyników z doświadczenia.

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

2. LITERATURA CYTOWANA

Drzymała J., Właściwości wodnych roztworów soli. Instrukcje do ćwiczeń z chemii, Politechnika Wrocławska, 2013, strona internetowa http://www.minproc.pwr.wroc.pl/zpkio/dlastudmat.html

---