Wydział: IiTCh		Janusz Budzowski Marek Budziaszek Robert Woloszyn Łukasz Krężel	Data: 12.01.2002
gr.34				Ocena:
Zespół 2	Ćwiczenie 2	Temat: Wyznaczanie stałej równowagi metodą podziału Nernsta dla reakcji

1. Wstęp teoretyczny

Termodynamiczna stała równowagi opisuje stan, w którym prędkości procesów

biegnących w przeciwnych kierunkach są sobie równe, a zmiana potencjału termodynamicznego ΔG = 0. Przyjmuje ona wartość stałą w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem. Zależność stałej od temperatury opisuje izobara Van't Hoffa:

Dla małych zakresów temperatur zmiany entalpii ΔH traktujemy jako stałą i wyciągamy

przed znak całki. W przypadku szerokiego zakresu zmienności temperatury zmiana entalpii ΔH zależy od temperatury i należy ją całkować w zadanych granicach.

Jeżeli ΔH większe od zera i proces jest endotermiczny stała rośnie wraz ze wzrostem

temperatury oraz wzrasta wydajność procesu.

Dla ΔH mniejszego od zera i procesu egzotermicznego wzrost temperatury powoduje

spadek wydajności tworzenia produktu na rzecz tworzenia substratów.

Doświadczenie opiera się na reakcji
. Stała termodynamiczna dla tej reakcji ma

postać:
.

a ponieważ powyższy wzór nie uwzględnia cech charakterystycznych jonów, więc współczynniki aktywności tych jonów, w tym samym roztworze, są sobie równe. Wynika z tego, że wyrażenie
= 1, i że stała stężeniowa reakcji jest w przybliżeniu równa stałej termodynamicznej: K_a
K_c

Reakcja prowadzimy w środowisku wodnym i niewodnym (CCl₄), w których stężenia jodu

są różne. Po ustaleniu się stanu równowagi oznacza się zawartość jodu w mieszaninach reakcyjnych przez miareczkowanie roztworem tiosiarczanu sodu. Miareczkując warstwę wodną oznacza się całkowitą zawartość jodu, sumę I₂ i
, ponieważ jony
są nietrwałe i ulegają rozpadowi w czasie miareczkowania:

Natomiast przez miareczkowanie warstwy niewodnej oznacza się stężenie I₂ w CCl₄ w stanie równowagi z I₂ w fazie wodnej. Następnie oblicza się równowagowe stężenia poszczególnych reagentów, wykorzystując do tego celu współczynnik podziału jodu między warstwę wodną i CCl₄.

2. Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej równowagi reakcji
w roztworze

wodnym na podstawie wyników miareczkowania i współczynnika podziału jodu między wodę i czterochlorek węgla.

3. Zadanie

Sporządzono następujące roztwory:

• 0.1 molowy roztwór KI, który rozcieńczono aby uzyskać 0.01 molowy,

• 0.01 molowy roztwór tiosiarczanu sodu
  ,

1% roztwór skrobi według przepisu: 1g skrobi + 20cm³ H₂O + 80cm³ ciepłej H₂O.

Kolbkę zawierającą, uprzednio wytrząśniętą, mieszaninę nasyconego roztworu I₂ w CCl₄ i

0,01 molowego wodnego roztworu KI umieszczono w termostacie na pół godziny w celu osiągnięcia przez układ zadanych temperatur. W drugiej kolbie sporządzono mieszaninę nasyconego roztworu I₂ w CCl₄ i 0,01molowego roztworu KI. Kolbę wytrząsano przez 20 minut w celu doprowadzenia układu do stanu równowagi chemicznej, fizycznej i termodynamicznej. Następnie pobrano z pierwszej kolbki po około x cm³ warstwy niewodnej i po o y cm³ warstwy wodnej (próbki pobierano od razu z obydwu warstw, aby zachować temperaturę reakcji). Do warstwy niewodnej dodano ok. 10 cm³ 0,1 molowego roztworu KI i miareczkowano 0,01 molowym roztworem tiosiarczanu sodu. Pod koniec miareczkowania dodano do roztworu 2 cm³ skrobi i prowadzono miareczkowanie do całkowitego odbarwienia się roztworu. Warstwę wodną miareczkowano bezpośrednio roztworem tiosiarczanu wobec skrobi, również do odbarwienia się roztworu. Analogicznie postąpiono z kolbką drugą, w której znajdowała się mieszanina w temperaturze pokojowej. Wyniki miareczkowania przedstawiono w tabeli.

Doświadczenia przeprowadzano w różnych temperaturach. Uzyskane próbki z

poszczególnych warstw miareczkujemy roztworem 0.01 molowym
w obecności skrobi jako wskaźnika aż do odbarwienia.

Stała podziału dla odpowiednich temperatur:

K_N (18°-25°) I₂ między CCl₄ a H₂O = 85

K_N (25°-35°) I₂ między CCl₄ a H₂O = 95

Stężenie tiosiarczanu jest stałe dla wszystkich przeprowadzonych serii doświadczeń:

c_Na2SO3= 0.01 mol/dm³

18^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	15	15	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	12.2	11.9	25.05	24.8
		CI2 w fazie	0.004		0.062
Wartość średnia CI2 w fazie		0.004		0.062
20^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	10	10	4	4
		VNa2S2O3 [cm^3]	1.0	0.8	4.7	4.2
		CI2 w fazie	0.015		0.012
Wartość średnia CI2 w fazie		0.00045		0.0556
21^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	10	10	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	8.5	8.6	25.4	24.0
		CI2 w fazie	0.0043		0.00625
Wartość średnia CI2 w fazie		0.0043		0.00625
22^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	10	10	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	10	10	29.5	29.5
		CI2 w fazie	0.005		0.0737
Wartość średnia CI2 w fazie		0.005		0.0737
30^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	10	10	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	8.4	8.6	24.4	24.4
		CI2 w fazie	0.00425		0.061
Wartość średnia CI2 w fazie		0.00425		0.061
30^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	10	10	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	7.6	7.8	20.4	19.5
		CI2 w fazie	0.00385		0.0498
Wartość średnia CI2 w fazie		0.00385		0.0498
35^oC		w. wodna [cm³]	w. wodna [cm³]	w. organiczna [cm³]	w. organiczna [cm³]
		Vfazy [cm^3]	15	15	2	2
		VNa2S2O3 [cm^3]	14.3	14.3	28.7	28.9
		CI2 w fazie	0.00476		0.0072
Wartość średnia CI2 w fazie		0.00476		0.0072

4. Opracowanie wyników:

Obliczenia prowadzimy z następujących zależności:

Zestawienie stężeń w różnych temperaturach:

Temperatura
18	3.277⋅10^-3	6.723⋅10^-3	7.33⋅10^-4
20	3.85⋅10^-4	9.616⋅10^-3	6.54⋅10^-5
21	36.5⋅10^-4	6.4⋅10^-3	6.58⋅10^-4
22	4.22⋅10^-3	5.78⋅10^-3	0.78⋅10^-3
30	3.3225⋅10^-3	6.675⋅10^-3	5.25⋅10^-4
35	4.008⋅10^-4	9.599⋅10^-5	7.578⋅10^-5

Zestawienie stałych podziału w poszczególnych temperaturach
:

Temperatura [°C]	Stała równowagi reakcji K
18	665
20	611
21	866
22	942
30	949
35	551

Zestawienie wartości zmian potencjału termodynamicznego ΔG w zależności od temperatury:

Temperatura [K]	-ΔG [J]
291	15725.4
293	15627.1
294	16533.0
295	16795.6
303	17269.7
308	16162.5

5.Wnioski:

Stała równowagi reakcji wraz ze wzrostem temperatury rośnie. Wszystkie otrzymane wartości stałej równowagi świadczą, że reakcja jest zdecydowanie przesunięta w stronę tworzenia produktów. Reakcja
jest endotermiczna co potwierdza spadek potencjału termodynamicznego wraz ze wzrostem temperatury oraz wzrost stałej równowagi. Zależność ta wyraźnie zobrazowana jest na powyższych wykresach. Zmiana potencjału termodynamicznego (ΔG<0) świadczy, że reakcja jest samorzutna. Reakcja biegnie od substratów do produktów. Przewagę produktów stwierdziliśmy miareczkując warstwę wodną i organiczną - na odbarwienie warstwy organicznej zużyliśmy więcej tiosiarczanu.

Sprawozdanie zbiorcze.

---