Instrukcja do ćwiczenia laboratoryjnego z chemii pod tytułem

Jan Drzymała
WŁAŚCIWOŚCI WODNYCH ROZTWORÓW SOLI
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. W wodach naturalnych występują różnorakie substancje, których spis podano w tabeli
1.
Tabela 1. Główne zanieczyszczenia wód, źródła zanieczyszczeń oraz ich NDS-y, czyli najwyższe
dopuszczalne stężenie. Według N.W. Skinder, Chemia a ochrona środowiska
Rodzaj zanieczyszczenia
Lp.
(NDS)
Źródło zanieczyszczenia
chemicznego
Detergenty (inaczej środki
gospodarstwa domowe, pralnie, flotacje
1.
powierzchniowo czynne lub
0,2 0,5 ppm
przemysłowe
tensydy)
Pestycydy
0,02 ppm
2.
-fosforoorganioczne
rolnictwo, leśnictwo
-polichlorowęglowodorowe
0,03 0,05 ppm
Policykliczne węglowodory
asfalt, petrochemia, przeróbka węgla,
3.
0,002 ppm
aromatyczne
sadza, smary, papa, dym papierosowy
płyny hydrauliczne, transformatory, farb,
4.
Polichloropochodne bifenylu
brak danych
lakiery, tworzywa sztuczne, konserwanty
drewna
przem. barwników, tworzyw sztuczn.
5.
Aminy aromatyczne
brak danych
gumowy, farmaceutyczny
ścieki , koksownie, rafinerie, garbniki,
6.
Fenole
0,20 ppm
barwniki, tworzywa sztuczne
Związki metali ciężkich
Hg
0,001 ppm
metalurgia, górnictwo, hutnictwo,
7.
Cd, Cr, Se, As, Ni,
0,05 ppm
nawozy fosforowe (Cd), galwanizacja,
Pb, Mn,
0,1ppm
spalanie, przemysł zbrojeniowy
Cu, Fe
0,5 ppm
8.
Azotany(V) (NO3-)
10 ppm
nawozy mineralne, substancje białkowe
9.
Związki fosforu
brak danych
detergenty, pestycydy, nawozy fekalia
Radioizotopy
elektrownie jądrowe, przemysł
10.
226 Ra
111mBq/dm3
zbrojeniowy
90 Sr
370mBq/dm3
Wody naturalne, zwłaszcza wody mórz i oceanów zawierają dużo soli nieorganicznych. Wody
słone stanowią około 69% wód w przyrodzie. Zawartości jonów w wodzie morskiej podano w tabeli 2.
1
Tabela 2. Przykładowe zawartości jonów w wodzie morskiej i słodkiej.
Według CRC Handbook, 1986
Jony
Zawartość [mg/l]
woda morska
Na+
K+
Mg2+
Ca2+
ClS
C
1,05·104
3,80·102
1,35·103
4,00·102
1,9·104
8,85·102
2,80·101
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-
( Ho = -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:
( Ho)reakcji= ( Hof)produków - ( Hof)substratów
2
(2),
gdzie ( Hof) oznacza standardowe entalpie tworzenia indywiduów chemicznych.
Dane termodynamiczne reakcji chemicznych można obliczyć w oparciu o dane, które można
znaleźć w tablicach. W tabeli 3 podano przykładowe wartości ( Ho), a także innej funkcji
termodynamicznej zwanej entalpią swobodną ( Gof).
Tabela 3. Przykładowe wartości standardowych wartości entalpii ( Ho) i entalpii swobodnej ( Go)
tworzenia indywiduów chemicznych w temperaturze 298K. Według CRC Handbook, 1986.
Substancja
Stan skupienia
Hof,298, kJ/mol
Gof,298, kJ/mol
NaCl(s)
ciało stałe
-411,15
-384,15
Na+(aq)
jon w fazie wodnej
-240,12
-261,89
Cl (aq)
jon w fazie wodnej
-167,16
-131,26
MgCl2(s)
ciało stałe
-641,3
-591,8
CaCl2(s)
ciało stałe
-795,8
-748,1
2+
Mg (aq)
jon w fazie wodnej
-466,9
-454,8
Ca2+(aq)
jon w fazie wodnej
-542,8
-553,5
+
H (aq)
jon w fazie wodnej
0
0
HCl(g)
gaz
-92,3
-95,3
KCl(s)
ciało stałe
-436,75
-409,15
K+(aq)
jon w fazie wodnej
-252,38
-283,26
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:
( Go)reakcji= ( Gof)produków - ( Gof)substratów
(3)
oraz że:
( Go)reakcji = -RT ln K
(4),
gdzie:
R= 8,3143 J/(mol K)
T=298.15K
RT= 2,4789 kJ/mol.
Dla reakcji rozpuszczania, zapisanej ogólnie jako:
MmXn(s) = mMn+(aq) + nXm-(aq)
( Go)reakcji= m Gof (Mn+(aq)) + n Gof (Xm-(aq))- Gof (MmXn,s)
3
(5)
(6)
oraz
ln K= - ( Go)reakcji/ RT
(7).
Należy pamiętać, że wyrażenie na stałą równowagi reakcji K zapisanej równaniem 5 ma postać:
K =(cMn+(aq))m (cXm-(aq))n /(cMmXn,s)
(8),
gdzie c oznacza stężenie w kmol/m3.
Jeżeli obliczenia dotyczą soli, które mają ograniczoną rozpuszczalność w wodzie, podane
równania pozwalają na obliczenie iloczynu rozpuszczalności soli, gdyż aktywność soli w postaci
substancji stałej w wodzie wynosi 1.
ln K= ln Ir =- ( Go)reakcji/ RT
(4).
Przykładowe obliczenie iloczynu rozpuszczalności KCl w wodzie i ciepła rozpuszczania, dla KCl = K +
+ Cl-. ( Go)reakcji rozpuszczania w wodzie = - 5,37 kJ/ mol, co daje K = 8,76 = Ir, bo stężenie KCls w wodzie = 1.
Z kolei ( Ho)reakcji = +17,21 kJ/mol.
4
Doświadczenie 1. Efekty cieplne rozpuszczania
Do czterech małych probówek wlej około 2 cm3 zwykłej wody z kranu. Do jednej z nich wlej 1 cm3
wody destylowanej, do drugiej wsyp około 1 grama soli kuchennej, do trzeciej 3-4 granulki NaOH a do
czwartej wlej około 1 cm3 stężonego kwasu siarkowego. Lekko dotykając palcem dna probówek określ
zmianę temperatury roztworów w stosunku do probówki, do której dodano wody destylowanej. W
której probówce zaszła reakcje endotermiczna, a w której egzotermiczna. Zapisz reakcje, które są
powodem zmian temperatury roztworów. W oparciu o teorię elektrolitów wyjaśnij obserwowane
zjawiska.
Doświadczenie 2. Rozpuszczalność soli w wodzie
Do suchej probówki wprowadź 10 cm3 wody destylowanej oraz 5,3 g KCl. Całość podgrzej na łaźni
wodnej do temperatury bliskiej wrzenia trzymając probówkę w łaźni tak długo (do około 5 minut
mieszając zawartość co jakiś czas bagietką), aż cała sól rozpuści się. Następnie wyciągnij próbkę z łaźni
wodnej i umieść ją w statywie. Delikatnie mieszając roztwór termometrem obserwuj spadek
temperatury roztworu i zanotuj przy jakiej temperaturze nastąpiła krystalizacja soli. Powtórz to
doświadczenie jeszcze dwa razy dolewając każdorazowo do badanej probówki 1 cm3 wody. Uzyskane
wyniki naszkicuj w sprawozdaniu w postaci zależności temperatury krystalizacji od stężenia soli. W
oparciu o uzyskane wyniki określ wpływ temperatury na rozpuszczalność soli w wodzie. W oparciu o
wyniki uzyskane w doświadczeniu 1. i 2. sprawdź, czy reguła Le Chateliera Brauna sprawdza się dla
rozpuszczania chlorku potasu w wodzie.
Doświadczenie 3. Iloczyn rozpuszczalności
Do probówki wlej 10 cm3 1M roztworu CaCl2. Następnie dodaj do niej 1 cm3 1M H2SO4.
Zamieszaj dobrze zawartość probówki bagietką. Zobacz czy w roztworze pojawił się biały osad. Jeżeli
nie, to dodaj następną porcję (0,5 cm3) 1M H2SO4. Dodawaj roztwór kwasu siarkowego po kropelce tak
długo, aż nie wystąpi trwałe zmętnienie roztworu. Dla tego momentu doświadczenia oblicz stężenie
CaCl2 oraz H2SO4 w roztworze w probówce. Zapisz reakcję prowadząca do tworzenia siarczanu wapnia
i oblicz iloczyn rozpuszczalności siarczanu wapnia.
Doświadczenie 4. Obliczenia termodynamiczne
W oparciu o tabelę 3 oblicz ciepło rozpuszczania NaCl, HCl i MgCl2 w wodzie. Zapisz zachodzące
reakcje chemiczne. Oblicz stałą równowagi termodynamicznej reakcji rozpuszczania oraz iloczyn
rozpuszczalności NaCl i MgCl2.
5