Instrukcja do Äwiczenia laboratoryjnego z chemii pod tytuÅem
Instrukcja do Äwiczenia laboratoryjnego z chemii pod tytuÅem
Instrukcja do Äwiczenia laboratoryjnego z chemii pod tytuÅem
Create successful ePaper yourself
Turn your PDF publications into a flip-book with our unique Google optimized e-Paper software.
Jan Drzymała<br />
WŁAŚCIWOŚCI WODNYCH ROZTWORÓW SOLI<br />
Wprowadzenie<br />
Wody występujące w przyrodzie oraz w procesach technologicznych z reguły zawierają<br />
rozpuszczone w niej zanieczyszczenia. Tylko woda wielokrotnie oczyszczana może zawierać wyłącznie<br />
cząsteczki H 2 O. W wodach naturalnych występują różnorakie substancje, których spis <strong>pod</strong>ano w tabeli<br />
1.<br />
1.<br />
2.<br />
3.<br />
Tabela 1. Główne zanieczyszczenia wód, źródła zanieczyszczeń oraz ich NDS-y, czyli najwyższe<br />
<strong>do</strong>puszczalne stężenie. Według N.W. Skinder, Chemia a ochrona śro<strong>do</strong>wiska<br />
Rodzaj zanieczyszczenia<br />
Lp.<br />
(NDS)<br />
Źródło zanieczyszczenia<br />
chemicznego<br />
Detergenty (inaczej środki<br />
gos<strong>pod</strong>arstwa <strong>do</strong>mowe, pralnie, flotacje<br />
powierzchniowo czynne lub 0,2 0,5 ppm<br />
przemysłowe<br />
tensydy)<br />
Pestycydy<br />
-fosforoorganioczne<br />
-polichlorowęglowo<strong>do</strong>rowe<br />
Policykliczne węglowo<strong>do</strong>ry<br />
aromatyczne<br />
0,02 ppm<br />
0,03 0,05 ppm<br />
0,002 ppm<br />
4. Polichloropochodne bifenylu brak danych<br />
5. Aminy aromatyczne brak danych<br />
6. Fenole 0,20 ppm<br />
7.<br />
Związki metali ciężkich<br />
Hg<br />
Cd, Cr, Se, As, Ni,<br />
Pb, Mn,<br />
Cu, Fe<br />
0,001 ppm<br />
0,05 ppm<br />
0,1ppm<br />
0,5 ppm<br />
rolnictwo, leśnictwo<br />
asfalt, petrochemia, przeróbka węgla,<br />
sadza, smary, papa, dym papierosowy<br />
płyny hydrauliczne, transformatory, farb,<br />
lakiery, tworzywa sztuczne, konserwanty<br />
drewna<br />
przem. barwników, tworzyw sztuczn.<br />
gumowy, farmaceutyczny<br />
ścieki , koksownie, rafinerie, garbniki,<br />
barwniki, tworzywa sztuczne<br />
metalurgia, górnictwo, hutnictwo,<br />
nawozy fosforowe (Cd), galwanizacja,<br />
spalanie, przemysł zbrojeniowy<br />
8. Azotany(V) (NO - 3 ) 10 ppm nawozy mineralne, substancje białkowe<br />
9. Związki fosforu brak danych detergenty, pestycydy, nawozy fekalia<br />
10.<br />
Radioizotopy<br />
226 Ra<br />
111mBq/dm 3 elektrownie jądrowe, przemysł<br />
90 Sr<br />
370mBq/dm 3 zbrojeniowy<br />
Wody naturalne, zwłaszcza wody mórz i oceanów zawierają dużo soli nieorganicznych. Wody<br />
słone stanowią około 69% wód w przyrodzie. Zawartości jonów w wodzie morskiej <strong>pod</strong>ano w tabeli 2.<br />
1
Tabela 2. Przykła<strong>do</strong>we zawartości jonów w wodzie morskiej i słodkiej.<br />
Według CRC Handbook, 1986<br />
Jony<br />
Zawartość [mg/l]<br />
Na +<br />
K +<br />
Mg 2+<br />
Ca 2+<br />
Cl -<br />
S<br />
C<br />
woda morska<br />
1,05·10 4<br />
3,80·10 2<br />
1,35·10 3<br />
4,00·10 2<br />
1,9·10 4<br />
8,85·10 2<br />
2,80·10 1<br />
Rozpuszczaniu substancji w wodzie towarzyszą efekty cieplne. Roztwór wodny może obniżać,<br />
<strong>pod</strong>wyższać lub nie zmieniać swojej temperatury w wyniku rozpuszczania w nim substancji.<br />
Rozpuszczaniu towarzyszą efekty en<strong>do</strong>termiczne lub egzotermiczne. Reakcja egzotermiczna polega na<br />
wydzielaniu się ciepła z układu <strong>pod</strong>czas reakcji, gdy reakcja en<strong>do</strong>termiczna prowadzi <strong>do</strong> pochłaniania<br />
ciepła. W wyniku zmiany temperatury układu następuje w nim przesunięcie stanu równowagi reakcji<br />
chemicznej. O kierunku tych zmian mówi jakościowo reguła Le Chateliera-Brauna. Według niej, gdy<br />
warunki układu znajdującego się w stanie równowagi ulegają zmianie, położenie równowagi przesuwa<br />
się w takim kierunku, jakby dążyło <strong>do</strong> przywrócenia pierwotnych warunków. Jeżeli reakcja zapisana<br />
ogólnie jako:<br />
AB = A + + B - ( H o = -12 kJ) (1)<br />
jest jak napisano reakcją egzotermiczną, to obniżanie temperatury układu powoduje przesuwanie stanu<br />
równowagi w prawo, gdyż układ stara się o <strong>do</strong>starczanie ciepła, które jest odbierane przez obniżanie<br />
temperatury. Gdyby reakcji (1) była en<strong>do</strong>termicznej, wtedy obniżanie temperatury powo<strong>do</strong>wałoby<br />
przesuwanie się stanu równowagi w lewo. W równaniu 1 H o oznacza standar<strong>do</strong>wą entalpię reakcji.<br />
Jeżeli układ oddaje ciepło to H o jest ujemne (bo układ traci ciepło).<br />
Efekty termiczne reakcji chemicznych i procesów opisuje termodynamika chemiczna.<br />
Najczęściej używaną funkcją termodynamiczną stosowaną <strong>do</strong> opisu efektów termodynamicznych jest<br />
właśnie entalpia (H). Podaje się ją w postaci zmian tej funkcji czyli H o gdzie symbol oznacza zmianę<br />
(przyrost) a symbol o stan standar<strong>do</strong>wy . Zmiana entalpii w czasie reakcji jest równa zmianie entalpii<br />
składników układu biorących udział w reakcji i wyraża się ją przy stałym ciśnieniu i temperaturze.<br />
Entalpię egzotermicznej reakcji chemicznej ( H o ) reakcji można opisać za pomocą równania:<br />
( H o ) reakcji = ( H o f) produków - ( H o f) substratów (2),<br />
2
gdzie ( H o f) oznacza standar<strong>do</strong>we entalpie tworzenia indywiduów chemicznych.<br />
Dane termodynamiczne reakcji chemicznych można obliczyć w oparciu o dane, które można<br />
znaleźć w tablicach. W tabeli 3 <strong>pod</strong>ano przykła<strong>do</strong>we wartości ( H o ), a także innej funkcji<br />
termodynamicznej zwanej entalpią swobodną ( G o f).<br />
Tabela 3. Przykła<strong>do</strong>we wartości standar<strong>do</strong>wych wartości entalpii ( H o ) i entalpii swobodnej ( G o )<br />
tworzenia indywiduów chemicznych w temperaturze 298K. Według CRC Handbook, 1986.<br />
Substancja Stan skupienia H o f,298, kJ/mol G o f,298, kJ/mol<br />
NaCl (s) ciało stałe -411,15 -384,15<br />
Na + (aq) jon w fazie wodnej -240,12 -261,89<br />
Cl - (aq) jon w fazie wodnej -167,16 -131,26<br />
MgCl 2(s) ciało stałe -641,3 -591,8<br />
CaCl 2(s) ciało stałe -795,8 -748,1<br />
Mg 2+ (aq) jon w fazie wodnej -466,9 -454,8<br />
Ca 2+ (aq) jon w fazie wodnej -542,8 -553,5<br />
H + (aq) jon w fazie wodnej 0 0<br />
HCl (g) gaz -92,3 -95,3<br />
KCl (s) ciało stałe -436,75 -409,15<br />
K + (aq) jon w fazie wodnej -252,38 -283,26<br />
Rozpuszczanie soli w wodzie przy stałej temperaturze roztworu wodnego następuje <strong>do</strong> pewnego<br />
momentu, gdy iloczyn stężenia jonów zaczyna przekraczać pewną wartość zwaną iloczynem<br />
rozpuszczalności. Iloczyn rozpuszczalności soli można wyznaczyć eksperymentalnie, ale także można<br />
obliczyć w oparciu o wspomnianą funkcję termodynamiczną zwaną entalpią swobodną lub potencjałem<br />
termodynamicznym Gibbsa. Jest to możliwe ponieważ:<br />
( G o ) reakcji = ( G o f) produków - ( G o f) substratów (3)<br />
oraz że:<br />
( G o ) reakcji = -RT ln K (4),<br />
gdzie:<br />
R= 8,3143 J/(mol K)<br />
T=298.15K<br />
RT= 2,4789 kJ/mol.<br />
Dla reakcji rozpuszczania, zapisanej ogólnie jako:<br />
M m X n(s) = mM n+ (aq) + nX m- (aq) (5)<br />
( G o ) reakcji = m G o f (M n+ (aq)) + n G o f (X m- (aq))- G o f (M m X n,s ) (6)<br />
3
oraz<br />
ln K= - ( G o ) reakcji / RT (7).<br />
Należy pamiętać, że wyrażenie na stałą równowagi reakcji K zapisanej równaniem 5 ma postać:<br />
K =(c M<br />
n+<br />
(aq) ) m (c X<br />
m-<br />
(aq) ) n /(c M<br />
m<br />
Xn,s ) (8),<br />
gdzie c oznacza stężenie w kmol/m 3 .<br />
Jeżeli obliczenia <strong>do</strong>tyczą soli, które mają ograniczoną rozpuszczalność w wodzie, <strong>pod</strong>ane<br />
równania pozwalają na obliczenie iloczynu rozpuszczalności soli, gdyż aktywność soli w postaci<br />
substancji stałej w wodzie wynosi 1.<br />
ln K= ln I r =- ( G o ) reakcji / RT (4).<br />
Przykła<strong>do</strong>we obliczenie iloczynu rozpuszczalności KCl w wodzie i ciepła rozpuszczania, dla KCl = K +<br />
+ Cl - . ( G o ) reakcji rozpuszczania w wodzie = - 5,37 kJ/ mol, co daje K = 8,76 = I r , bo stężenie KCl s w wodzie = 1.<br />
Z kolei ( H o ) reakcji = +17,21 kJ/mol.<br />
4
Doświadczenie 1. Efekty cieplne rozpuszczania<br />
Do czterech małych probówek wlej około 2 cm 3 zwykłej wody z kranu. Do jednej z nich wlej 1 cm 3<br />
wody destylowanej, <strong>do</strong> drugiej wsyp około 1 grama soli kuchennej, <strong>do</strong> trzeciej 3-4 granulki NaOH a <strong>do</strong><br />
czwartej wlej około 1 cm 3 stężonego kwasu siarkowego. Lekko <strong>do</strong>tykając palcem dna probówek określ<br />
zmianę temperatury roztworów w stosunku <strong>do</strong> probówki, <strong>do</strong> której <strong>do</strong>dano wody destylowanej. W<br />
której probówce zaszła reakcje en<strong>do</strong>termiczna, a w której egzotermiczna. Zapisz reakcje, które są<br />
powodem zmian temperatury roztworów. W oparciu o teorię elektrolitów wyjaśnij obserwowane<br />
zjawiska.<br />
Doświadczenie 2. Rozpuszczalność soli w wodzie<br />
Do suchej probówki wprowadź 10 cm 3 wody destylowanej oraz 5,3 g KCl. Całość <strong>pod</strong>grzej na łaźni<br />
wodnej <strong>do</strong> temperatury bliskiej wrzenia trzymając probówkę w łaźni tak długo (<strong>do</strong> około 5 minut<br />
mieszając zawartość co jakiś czas bagietką), aż cała sól rozpuści się. Następnie wyciągnij próbkę z łaźni<br />
wodnej i umieść ją w statywie. Delikatnie mieszając roztwór termometrem obserwuj spadek<br />
temperatury roztworu i zanotuj przy jakiej temperaturze nastąpiła krystalizacja soli. Powtórz to<br />
<strong>do</strong>świadczenie jeszcze dwa razy <strong>do</strong>lewając każ<strong>do</strong>razowo <strong>do</strong> badanej probówki 1 cm 3 wody. Uzyskane<br />
wyniki naszkicuj w sprawozdaniu w postaci zależności temperatury krystalizacji od stężenia soli. W<br />
oparciu o uzyskane wyniki określ wpływ temperatury na rozpuszczalność soli w wodzie. W oparciu o<br />
wyniki uzyskane w <strong>do</strong>świadczeniu 1. i 2. sprawdź, czy reguła Le Chateliera Brauna sprawdza się dla<br />
rozpuszczania chlorku potasu w wodzie.<br />
Doświadczenie 3. Iloczyn rozpuszczalności<br />
Do probówki wlej 10 cm 3 1M roztworu CaCl 2 . Następnie <strong>do</strong>daj <strong>do</strong> niej 1 cm 3 1M H 2 SO 4 .<br />
Zamieszaj <strong>do</strong>brze zawartość probówki bagietką. Zobacz czy w roztworze pojawił się biały osad. Jeżeli<br />
nie, to <strong>do</strong>daj następną porcję (0,5 cm 3 ) 1M H 2 SO 4 . Dodawaj roztwór kwasu siarkowego po kropelce tak<br />
długo, aż nie wystąpi trwałe zmętnienie roztworu. Dla tego momentu <strong>do</strong>świadczenia oblicz stężenie<br />
CaCl 2 oraz H 2 SO 4 w roztworze w probówce. Zapisz reakcję prowadząca <strong>do</strong> tworzenia siarczanu wapnia<br />
i oblicz iloczyn rozpuszczalności siarczanu wapnia.<br />
Doświadczenie 4. Obliczenia termodynamiczne<br />
W oparciu o tabelę 3 oblicz ciepło rozpuszczania NaCl, HCl i MgCl 2 w wodzie. Zapisz zachodzące<br />
reakcje chemiczne. Oblicz stałą równowagi termodynamicznej reakcji rozpuszczania oraz iloczyn<br />
rozpuszczalności NaCl i MgCl 2 .<br />
5