Краткие теоретические сведения

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К выполнению лабораторной работы

По дисциплине: «Химия»

На тему: «Криоскопия»

			Одобрено
			Ред. Советом
			Филиала «Восход» МАИ
			Протокол №________
			«___»__________200__ г.

 

 

Байконур

2008 г.

Аннотация

Методические указания предназначены для помощи студентам специальностей 130900 и 060800 в выполнении лабораторной работы по дисциплине «Химия».

В методических указаниях изложены краткие теоретические сведения о криоскопии как о методе определения молекулярной массы вещества по измерению температуры замерзания раствора, а также об электролитической диссоциации. Приведены методика выполнения лабораторной работы и вопросы, по которым студенты должны будут защищаться.

Общий объем методических указаний 12 листов.

Методические указания содержат 3 раздела, 1 рисунок, 1таблицу, список рекомендуемой литературы.

Содержание

стр.

	Введение....................................................................................................
	Краткие теоретические сведения............................................................
	Методика выполнения работы................................................................
2.1	Последовательность работ……………………………………………..
2.1.1	Экспериментальные наблюдения электролитической диссоциации...
2.1.2	Криоскопические измерения …………………………………………..
	Контрольные вопросы..............................................................................
	Список литературы..................................................................................

Введение

Приступая к выполнению лабораторной работы, студент должен внимательно изучить теоретическую часть, изложенную в методических указаниях и в лекционном курсе, а также методику выполнения опытов.

После проведения лабораторной работы студенту необходимо оформить подробный отчет о выполнении работы с занесением в таблицу полученных результатов измерений и расчетов. Отчет оформляется на листах формата А4 в соответствии с требованиями ГОСТ 7.32- 2001.

В конце отчета должен быть обязательно сделан вывод о результатах лабораторной работы и расчетов.

 

 

 

 

Цель работы:

- ознакомиться с методикой криоскопических измерений;

- определить температуру замерзания чистого растворителя;

- определить молекулярную массу неэлектролита по изменению температуры замерзания раствора;

- рассчитать степень диссоциации электролита (кажущуюся степень диссоциации сильного электролита) по изменению температуры замерзания раствора.

 

Краткие теоретические сведения

 

Криоскопический метод основан на определении температур замерзания растворов. Температура замерзания tраствора ниже температуры замерзания t₀ чистого растворителя.

Согласно второму закону Рауля понижение температуры замерзания Δt_зам. раствора неэлектролита прямо пропорционально его моляльной концентрации:

Δt_зам=K·m, (1)

где К - коэффициент пропорциональности, называемый криоскопической константой данного растворителя;

m - моляльная концентрация (число молей вещества в 1000 г растворителя).

Для каждого растворителя К - величина постоянная. Для воды она равна 1,86.

По понижению температуры замерзания растворов неэлекгролитов можно определить молекулярную массу растворённого вещества, если известна его концентрация. При этом уравнение второго закона Payля используется в следующем виде:

 

,(2)

где a- масса растворённого вещества, г;

b - масса растворителя,г;

M - молекулярная масса растворённого вещества, г/моль.

Определив опытным путём понижение температуры замерзания, можно вычислить молекулярную массу растворённого вещества:

(3)

Понижение температуры замерзания электролитов не подчиняется соотношению Рауля, т.к. при растворении электролитов происходит увеличение числа частиц в растворе за счет диссоциации. Электролитами называются вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворах и расплавах на ионы и проводящие электрический ток.

При диссоциации молекулы электролита распадаются на ионы - положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован, степенью электролитической диссоциации α. Степень электролитической диссоциации α - это соотношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворённого вещества в растворе.

Степень электролитической диссоциации измеряется в долях единицы или в %. α=0, если диссоциация отсутствует и α =1 (или α = 100%) при полной диссоциации электролита.

По степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные электролиты.

Сильныеэлектролиты диссоциируют в растворе практически полностью. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (азотная НNO₃, серная Н₂SO₄ , соляная НCl и др.), основания (гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KОН, гидроксид бария Ba(ОН)₂ и др).

Слабые электролиты диссоциируют в растворах обратимо. При диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие. Например, при диссоциации уксусной кислоты:

CH₃COOH CH₃COO ^- + H⁺ (4)

Степень диссоциации слабых электролитов не превышает 3%. К слабым электролитам принадлежат многие кислоты (уксусная CH₃COOH, угольная H₂CO₃, синильная HCN), гидроокись аммония NH₄OH, труднорастворимые основания.

Находящиеся в растворе частицы - ионы и непродиссоциированные молекулы оказывают одинаковое влияние на физические свойства растворов электролитов, в частности на понижение температуры замерзания растворов. Объяснить изменение этих свойств удалось с помощью изотонического коэффициента i (коэффициент Вант-Гоффа).

Изотонический коэффициент i - величина, показывающая, на сколько свойства электролитов отличаются от свойств неэлектролитов. Поэтому выражение второго закона Рауля для электролитов примет вид:

Δt_зам= i ·K·m (5)

Коэффициент i определяется для каждого электролита экспериментальным путем, например, по понижению температуры замерзания.

Если обозначить через - понижение температуры замерзания раствора электролита, найденное опытным путем, а - значение той же величины, вычисленной теоретически по концентрации раствора (формула (2)) , то, поскольку изменение температуры замерзания пропорционально числу находящихся в растворе частиц растворенного вещества, можем выразить i:

 

i= . (6)

Изотонический коэффициент может быть выражен и через степень диссоциации как отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита.

Если в растворе находится N молекул электролита, степень диссоциации которого равна α, а каждая молекула распалась на n ионов, то всего частиц N_Σ в растворе будет:

 

N_Σ= (N-N·α)+N·α·n(7)

или

N_Σ =N · [1+(n-1)·α],(8)

тогда

i= =1+ (n-1)·α.(9)

По величине изотонического коэффициента можно вычислить степень электролитической диссоциации α:

α = . (10)

Приравнивая значения изотонического коэффициента из уравнений (6) и (9), получаем:

=1+(n-1)·α ,(11)

откуда

α= .(12)

Как отмечалось выше, сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы. Однако определяемые опытным путем степени диссоциации сильных электролитов оказывается меньше 100%, особенно при увеличении концентрации электролита. Подобное несоответствие обусловлено электростатическим взаимодействием ионов, которое существенно проявляется именно в растворах сильных электролитов и влияет на результаты экспериментальных определений степеней диссоциации, понижая их. Поэтому в применении к сильным электролитам пользуются понятием «кажущаяся степень диссоциации». Несмотря на расхождение у сильных электролитов истинных и кажущихся степеней диссоциации, последними можно пользоваться, т.к. кажущиеся степени диссоциации пропорциональны истинным.

У слабых электролитов кажущиеся степени диссоциации практически совпадают с истинными, т.к. ионное взаимодействие у них не велико.