Teoria oraz instrukcja - chemia.odlew.agh.edu.pl

LEPKOŚĆ
Płyn – substancja ciekła, gazowa lub proszek, który ma zdolność płynięcia, czyli dowolnej zmiany kształtu oraz
swobodnego przemieszczania, np. przepompowywania. Rozróżniamy dwa główne rodzaje przepływu płynów:
 przepływ laminarny (warstwowy) – płyn porusza się równoległymi warstwami (strugami), których trajektorie się
nie przecinają,
 przepływ turbulentny (burzliwy) – płyn ulega zawirowaniom, przepływ zmienny w czasie.
Parametrem decydującym o charakterze przepływu jest wyznaczana w sposób empiryczny bezwymiarowa liczba
Reynoldsa:
gdzie: D – średnica rury,
DVd
V – średnia prędkość cieczy w rurze,
Re 
d – gęstość cieczy,
η
η (czyt. „eta”) – lepkość dynamiczna.
Jak stwierdzono doświadczalnie, gdy liczba Reynoldsa jest mniejsza od 2300, przepływ jest przepływem
laminarnym, dla - zaś dla wartości większych niż 50 000 - burzliwym. Przepływ charakteryzowany liczbą Reynoldsa
pomiędzy tymi wartościami (2300÷50 000) jest trudny do określenia.
(a)
(b)
Rys. 1. Przepływ cieczy przez rurę:
(a) przepływ burzliwy – turbulentny,
(b) przepływ laminarny czyli lepki.
Rys. 2. Warstwy płynu poruszające się równolegle.
Jeśli dwie warstwy cieczy, każda o powierzchni A, oddalone o odległość x poruszają się względem siebie, to siła
potrzebna do nadania jednej z warstw prędkości większej o dv wyraża się wzorem:
dV
dx
F – siła,
A – powierzchnia,
x – odległość między warstwami,
dv – różnica prędkości,
η – lepkość dynamiczna.
Lepkość – opór hamujący występujący (tarcie wewnętrzne) podczas przemieszczania się cząsteczek płynu
–2
względem siebie. Jednostką lepkości jest puaz [P] (w układzie SI N·s·m )
Pojęciami pochodnymi od lepkości dynamicznej są płynność , która jest odwrotnością lepkości dynamicznej η.
1
=

Lepkość kinematyczna  (czyt. ni) definiowana jako stosunek lepkości dynamicznej  do gęstości cieczy d:

–3

[P/g·cm = 1St]
d
gdzie: P – puaz, St – stokes (czyt. sztołks).
Zasada działania wiskozymetrów kapilarnych opiera się na prawie Poiseuille’a (czyt. puazona), według
którego objętość cieczy V przepływająca w czasie t przez kapilarę o promieniu r i długości l pod wpływem różnicy
ciśnień p wynosi:
F  ηA
V
r 4 pt
8l
gdzie:
gdzie:
r – promień rury,
p – różnica ciśnień,
t – czas przepływu
η – lepkość dynamiczna,
l – długość rury.
Tab.1. Lepkość wybranych płynów.
1
-3
Ciecz
Współczynnik lepkości [cP=10 P]
(war. standardowe)
aceton
0.306
benzen
0.604
olej rycynowy
985
etanol
1.074
glikol etylenowy
16.01
o
gliceryna (20 C)
1200
rtęć
1.526
olej silnikowy SAE 10 (20°C)
65
olej silnikowy SAE 40 (20°C)
319
o
ciekły azot (77K = -196 C)
0.158
oliwa z oliwek
81
11
pak (smoła)
2.3×10
woda (20°C)
0.894
Przykładem wiskozymetru kapilarnego jest wiskozymetr Ostwalda (rys.2), w którym ciecz przepływa przez
kapilarę pod wpływem różnicy ciśnień hydrostatycznych w obu ramionach U-rurki. Aby różnica poziomów (h1 - h2)
była w obu przypadkach taka sama, wiskozymetr Ostwalda należy zawsze napełniać taką samą objętością cieczy.
Tę niedogodność wyeliminowano w zmodyfikowanej konstrukcji wiskozymetru Ostwalda - wiskozymetru Ubbelohde
(ubeloda), którym posługujemy się w ćwiczeniu.
Do pomiaru lepkości kinematycznej metodą opartą na prawie Stokesa służy wiskozymetr Höpplera (rys. 4).
W wiskozymetrze tym mierzy się czas, w którym kulka przebywa drogę między zaznaczonymi kreskami w cieczy
wzorcowej i w cieczy badanej. Kulka opada pod wpływem siły grawitacji, pomniejszonej o siłę wyporu, szybkość
opadania spowalnia opór hamujący – czyli lepkość.
B
C
A
Rys. 3.Wiskozymetr kapilarny Ubbelohde.
Rys. 4. Wiskozymetr Höplera.
Pomiar lepkości dynamicznej za pomocą wiskozymetru Ubbelohde jest metodą względną. Mierzy się
lepkość cieczy badanej względem cieczy wzorcowej – wody. Mierzy się czas wypływu wody, a następnie cieczy
badanej z pojemniczka w górnej części wiskozymetru pomiędzy zaznaczonymi poziomami.
Znając lepkość i gęstość wody – można wyliczyć lepkość cieczy badanej ze wzoru:
gdzie: d0 – gęstość wody,
t0 – czas wypływu wody,
dx  t x
η0 – lepkość wody,
x  0 
dx – gęstość cieczy badanej,
d0  t0
tx – czas wypływu cieczy badanej,
ηx – lepkość cieczy badanej.
Lepkość cieczy na ogół zmienia się znacznie wraz z temperaturą. W miarę wzrostu temperatury, w wyniku
zwiększania się energii kinetycznej cząsteczek, zmniejszają się siły przyciągania działające między cząsteczkami,
efektem jest zmniejszenie się tarcia wewnętrznego. Gazy zachowują się odwrotnie: wraz ze wzrostem temperatury
ich lepkość wzrasta, ponieważ wzrasta liczba zderzeń między cząsteczkami.
2
Zmianę lepkości ze wzrostem temperatury podaje empiryczne równanie Arrheniusa - Guzmana i ma ono postać
funkcji wykładniczej:
gdzie : A – wielkość charakterystyczna dla danej cieczy,
EA
EA – energia aktywacji przepływu,
  Ae RT
R – uniwersalna stała gazowa (8,313 J/mol·K).
Najważniejsze zagadnienia (pytania)
1.
2.
3.
4.
5.
Lepkość – definicje i jednostki.
Warunki przepływu laminarnego i turbulentnego.
Metody pomiaru lepkości – zasady pomiaru.
Zależność lepkości od temperatury. Równanie Arrheniusa
Znaczenie lepkości w praktyce.
Literatura
P.W. Atkins: Podstawy chemii fizycznej, PWN Warszawa 2001,
G.M. Barrow: Chemia fizyczna, PWN Warszawa 1976,
R. Brdicka: Podstawy chemii fizycznej, PWN Warszawa 1970.
3
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE
CZĘŚĆ TEORETYCZNA
1. Dysocjacja elektrolityczna
Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach) rozpadają się na jony
nazywamy elektrolitami. Substancje te mają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego.
Proces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika) nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej.
Elektrolitami są substancje o budowie jonowej (np. sole), a także liczne substancje o wiązaniach kowalencyjnych,
które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl, H 2S, HCN). Proces
dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju rozpuszczalnika. Woda, ze
względu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji posiadających wiązanie
jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i soli nieorganicznych są elektrolitami.
W rozpuszczalnikach organicznych niewodnych nie zachodzi proces rozpadu na jony, a związki
nieorganiczne w nich rozpuszczone występują w formie cząsteczkowej.
1.1. Stopień dysocjacji
Ogólnie dysocjacja substancji AB lub AnBm roztworze zachodzi według schematu:
AB  A + B
+
-
lub
AnBm  A + mB
m+
n
HNO3 H + NO3
2+
Ca(OH)2 Ca + 2OH
3+
2Al2(SO4)3 2Al + 3SO4
Stosunek liczby cząsteczek (moli) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli)
rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej .
+
na przykład:
 =
nzd
no
-
 - stopień dysocjacji
nzd - liczba cząsteczek (moli) rozpadających się na jony
no - ogólna liczba cząsteczek (moli) rozpuszczonych.
(2)
Stopień dyso
dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest
elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.
Mocne elektrolity to:
- prawie wszystkie sole nieorganiczne
- część kwasów nieorganicznych (np. HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI)
- wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)2 i Mg(OH)2
Słabe elektrolity to:
- część kwasów nieorganicznych (H2S, HCN, H2CO3)
- część wodorotlenków nieorganicznych (NH4OH, większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych)
- kwasy i zasady organiczne
Średniej mocy elektrolity to np. H3PO4, H2SO3, H3AsO4 .
1.2. Stała dysocjacji
W słabych elektrolitach cząsteczki niezdysocjowane znajdują się w stanie równowagi z produktami
dysocjacji (jonami). Reakcję dysocjacji dla słabego elektrolitu można zapisać jako reakcję odwracalną stosując
równania ( 1 ).
+
Na przykład:
CH3COOH CH3COO + H
2+
Mg(OH)2  Mg + 2OH
W stanie równowagi, tzn.gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe, możemy określić
stałą równowagi reakcji zgodnie z równaniami:
K AB =
Na przykład:
[A  ] [B- ]
[ AB]
K CH3COOH =
K AnBm =
[CH3COO- ] [H+ ]
[CH3COOH]
[Am ]n [Bn- ]m
[ AnBm ]
(3)
KMg(OH)2 =
[Mg2 ] [OH- ]2
[Mg(OH)2 ]
3
Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w mol/dm .
4
Stałą K równowagi reakcji dysocjacji nazywamy stałą dysocjacji.
Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych. Stałą
dysocjacji wyznacza się tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie [AB] lub
[AnBm] jest bliskie zeru. Stałych dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż wartości ich są
bardzo duże i zwykle wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.
Kwasy wieloprotonowe, zawierające w swojej cząsteczce kilka atomów wodoru, dysocjują stopniowo. Dla
każdego etapu dysocjacji możemy wyznaczyć stałą równowagi reakcji. Wartość stałej dysocjacji pierwszego
stadium jest zawsze większa od kolejnych stadiów stałych dysocjacji, np:
H3PO4  H + H2PO4
-
+
2H2PO4 H + HPO4
2+
3HPO4 H + PO4
+
-
-3
K1 = 7,51 . 10
-8
K2 = 6,23 . 10
-13
K3 = 2,2 . 10
Również wodorotlenki posiadające kilka grup wodorotlenkowych dysocjują stopniowo. Dla każdego etapu
dysocjacji ustala się odpowiednia równowaga reakcji, którą można określić za pomocą stałej dysocjacji.
Stała dysocjacji, w odróżnieniu od stopnia dysocjacji, nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz wyłącznie od
temperatury - ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji wzrasta.
1.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo
rozcieńczeń Ostwalda wyrażone wzorem:
 - stopień dysocjacji
2 Cm
K=
(4)
K - stała dysocjacji
1 
Cm - stężenie molowe elektrolitu
Dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji  jest tak mały, że 1- 1. Wówczas prawo rozcieńczeń
Ostwalda można przedstawić wzorem przybliżonym:
K
2
(6)
 =
lub po przekształceniu:
K= C
(5)
C
Ze wzoru tego wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do
pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego słabego elektrolitu wzrasta jego
stopień dysocjacji.
2. Iloczyn jonowy wody, pH roztworów wodnych
Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, którego część cząsteczek ulega rozpadowi na jony wg
równania:
2H2O  H3O+ + OHW uproszczony sposób dysocjację elektrolityczną wody można zapisać:
+
H2O  H + OH
W stanie równowagi, zgodnie z równaniem 4. Stała dysocjacji wody określona jest wzorem:
[H+ ] [OH- ]
[H 2 O]
3
Stężenie cząsteczek nie zdysocjowanych jest stałe i wynosi [ H2O ] = 55,55 mol/dm
o
Stała dysocjacji wody w temperaturze 25 C wynosi 1,8 10-16
K H2O =
A więc:
K · [H2O] = [H ] [OH ] = 1,8 10
+
-
-16
-14
· 55,55 = 10
Iloczyn K·[H2O] oznaczamy jako L i nazywamy iloczynem jonowym wody.
+
-
-14
L = [H ] · [OH ] = 10
(7)
+
-
-7
W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są sobie równe: [H ] = [OH ] = 10
-7
Jeśli w roztworze :
[H+] = 10 to roztwór jest obojętny
-7
[H+]  10 to roztwór jest kwaśny
-7
[H+]  10 to roztwór jest zasadowy.
W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu (czyli tzw. odczynu roztworu) używa się pojęcia pH
(tzw. współczynnik Sorensena), który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia molowego jonów
wodorowych.
+
pH = -log [H ]
(8)
Zatem, gdy
pH = 7 roztwór jest obojętny
pH < 7 roztwór jest kwaśny
pH > 7 roztwór jest zasadowy
5
Znając kwasowość lub zasadowość roztworu określoną stężeniem jonów wodorowych bądź
wodorotlenkowych łatwo obliczyć pH roztworu. Niewielkie zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów
chemicznych, zarówno biologicznych jak i przemysłowych.
Pomiary pH można wykonać przy pomocy wskaźników lub papierków wskaźnikowych, a dokładnie przy
pomocy pH - metru. Wskaźniki są to słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają swoją
barwę w zależności od pH roztworu. Zmiana zabarwienia jest wynikiem zmiany stopnia dysocjacji własnej
wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym następuje stopniowa zmiana
barwy. Zakres ten często nazywamy zakresem czułości danego wskaźnika.
2.1. Przykłady obliczeń pH
Przykład 1.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu HCl, przyjmując, że jest on całkowicie zdysocjowany na jony ( = 1).
Rozwiązanie: Rzeczywiste stężenie jakiegokolwiek z jonów elektrolitu wynosi:
C = C · ·n
C - stężenia molowe elektrolitu
 - stopień dysocjacji
n - liczba jonów danego rodzaju, która powstaje z 1 cząsteczki elektrolitu
+
HCl  H + Cl
+
-3
3
zatem [H ] = 0,001· 1· 1 = 10 mol/dm
-3
czyli pH = -log 10 = 3
(9)
Odpowiedź: pH roztworu wynosi 3.
Przykład 2.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu Mg(OH)2, przyjmując, że jest on zdysocjowany w 50% ( = 0,5).
Rozwiązanie:
+2
Mg(OH)2  Mg + 2OH
-
-3
Stężenie jonów wodorotlenowych [OH ] = 0,001· 0,5· 2 = 10
+
Korzystając ze wzoru (7) na iloczyn jonowy wody obliczamy stężenie jonów wodorowych [H ]
[H+ ] =
Odpowiedź:
10-14
10-14
=
= 10-11
-3
[OH ] 10
-11
stąd pH = -log 10
= 11
pH roztworu roztworu wodorotlenku magnezu wynosi 11.
3. Reakcje jonowe
Elektrolity, jak już wcześniej wspomniano, w roztworach wodnych występują w postaci jonów. Jony w
roztworze wodnym bardzo łatwo ze sobą reagują, przy czym szybkość reakcji, w porównaniu z szybkością reakcji
między nieelektrolitami jest duża. Reakcje jonowe przebiegają niemal natychmiast. Jeżeli kwasy, zasady i sole
reagują ze sobą, to reakcja zachodzi pomiędzy jonami a nie cząsteczkami.
Reakcje między jonami zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstanie:
- substancja trudno rozpuszczalna
- substancja słabo zdysocjowana
Rozpatrzmy pierwszy przypadek, tj. powstawania trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład AgCl.
Charakterystyczne jest, że bez względu na rodzaj soli, kation daje z właściwym anionem ten sam produkt reakcji:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Ag2SO4 + 2KCl = 2AgCl + K2SO4
lub jonowo:
+
-
+
-
+
-
Ag + NO3 + Na + Cl = AgCl + Na + NO3
+
2+
+
22Ag + SO4 + 2K + 2Cl = 2AgCl + 2K + SO4
Skreślając po obu stronach równania jony, które nie biorą udziału w reakcji, powyższe reakcje można zapisać w
formie skondensowanej:
+
Ag + Cl = AgCl
Przykładem drugiego typu reakcji jest powstawanie słabo zdysocjowanej substancji, na przykład:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
lub jonowo:
+
+
+
CH3COO + Na + H + Cl = CH3COOH + Na + Cl
+
Jak widać z powyższych reakcji, jony Na i Cl- nie biorą udziału w reakcji, a więc równanie tej reakcji można zapisać
w skróconej formie:
+
CH3COO + H = CH3COOH
6
Pisząc reakcje jonowe, wzory mocnych elektrolitów przedstawiamy w formie jonowej, natomiast wzory
substancji trudno rozpuszczalnych i słabo zdysocjowanych w postaci cząsteczkowej. Jony, które nie wchodzą w
reakcję pomijamy.
4. Hydroliza soli
Hydroliza jest to reakcja jonów soli z wodą.
Po dodaniu niewielkiej ilości soli do wody otrzymamy roztwór, który zależnie od rodzaju rozpuszczonej soli
może mieć odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy. Przyczyną tego zjawiska są reakcje jonów soli z wodą, czyli
hydroliza.
Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania:
zobojętnienie
kwas + zasada

sól + woda
hydroliza
Hydrolizie ulegają tylko sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w
środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły:
- sole słabych kwasów i mocnych zasad,
- sole mocnych kwasów i słabych zasad
- sole słabych kwasów i słabych zasad.
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają
protonów.
4.1. Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad
Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Na przykład cyjanek
potasu KCN jest solą pochodzącą od bardzo słabego kwasu cyjanowodorowego HCN i mocnej zasady potasowej
KOH. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :
K + CN + H2O  HCN + K + OH
CN + H2O  HCN + OH
+
lub:
-
+
-
W wyniku łączenia się jonów soli z wodą tworzy się słaby kwas HCN (w małym stopniu zdysocjowany) i
mocna zasada KOH (całkowicie zdysocjowana na jony). Znajdujące się w roztworze jony OH nadają roztworowi
odczyn zasadowy. (pH > 7).
4.2. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów
W wyniku hydrolizy tego typu soli odczyn roztworu staje się kwaśny (pH < 7). Jako przykład podano się
hydrolizę chlorku amonu NH4Cl.
+
+
NH4 + Cl + H2O  NH4OH + H + Cl
+
+
lub:
NH4 + H2O  NH4OH + H
Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną na
+
jony. Natomiast HCl jest silnie zdysocjowanym na jony kwasem i znajdujące się w roztworze jony H nadają mu
odczyn kwaśny.
4.3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad
Sole słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie, a odczyn wodnych roztworów
tych soli będzie słabo kwaśny lu słabo zasadowy zależnie od tego, który z utworzonych elektrolitów, kwas czy
zasada, jest mocniejszy (w większym stopniu zdysocjowany). Jako przykład omówiona zastanie reakcja hydrolizy
węglanu amonu.
+
22NH4 + CO3 + H2O  2NH4OH + H2CO3
Małe wartości stałych dysocjacji tworzącego się wodorotlenku amonu i kwasu węglowego powodują powstanie
znacznej ilości obu tych związków w roztworze ( są one w małym stopniu zdysocjowane na jony).
KNH4OH 
[NH4  ] [OH- ]
= 1,79 10-5
[NH4OH]
[H+ ] [HCO 3 ]
= 4,47 10-7
[H2CO3 ]
Wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu węglowego, a więc
reakcja hydrolizy węglanu amonu ma charakter słabo alkaliczny.
4.4. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad
Sole tej grupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Spróbujmy wg
poprzednich reguł podać równanie reakcji chlorku sodu z wodą:
+
+
Na + Cl + H2O  Na + Cl + H2O
KH2CO3 
Po prawej i po lewej stronie równania mamy takie same reagenty, stąd wniosek, że sole mocnych kwasów i
mocnych zasad nie hydrolizują.
7
PYTANIA KONTROLNE
1. Zdefiniować pojęcia: dysocjacja elektrolityczna, stała dysocjacji, stopień dysocjacji.
2. Jaką zależność określa prawo rozcieńczeń Ostwalda?
3. Napisać reakcje powstawania trudno rozpuszczalnych substancji: KI, PbCl2, Cu(OH)2 i Ag2CrO4 w postaci
cząsteczkowej i jonowej.
4. Co to jest hydroliza soli?
5. Które sole ulegają hydrolizie?
6. Jak hydrolizują następujące sole: CrCl3, K2CO3, NaCN, NaNO3, K2SO4, CH3COONa. Przedstawić ich hydrolizę
za pomocą odpowiednich reakcji i określić odczyn tych roztworów.
7. Co to jest iloczyn jonowy wody?
8. Podać definicję pH.
9. Obliczyć pH następujących roztworów:
a) 0,1 m HCN (zakładając, że  = 0,01%)
b) 0,1 m NH4OH (zakładając, że  = 1%)
10. Obliczyć stężenie H+ i OH- w roztworach wodnych o pH równych:
a) pH = 7, b) pH = 4, c) pH = 9
Literatura:
1. Praca zbiorowa pod redakcją K. Moskwy : „Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii i
dla mechaników„ skrypt AHG , str. 100 – 111, Kraków 2000 r.
obliczeń
8
CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA
Ćwiczenie 1. – Wyznaczanie lepkości roztworów gliceryny
Sprzęt: - wiskozymetr,
- termostat,
- piknometr,
- pipeta,
- lejek,
- waga,
- 4 zlewki,
Odczynniki: - gliceryna
- woda destylowana
Opis ćwiczenia.
Zważyć piknometr wypełniony całkowicie wodą destylowaną, a następnie roztworem gliceryny. Wyniki
umieścić w tabeli 1 na arkuszu sprawozdania. Na podstawie gęstości określić stężenie roztworu gliceryny.
o
Umieścić wiskozymetr w łaźni wodnej, nastawić temperaturę na 20 C. Napełnić zbiorniczek wiskozymetru
do wysokości około 2/3 wlewając przez otwór C wodę destylowaną za pomocą pipety. Zatkać palcem otwór B i za
pomocą strzykawki podnieść ciecz w rurce A do zbiorniczka wyrównawczego, który znajduje się powyżej
zbiorniczka pomiarowego. Puścić palec i mierzyć czas przepływu cieczy ze pomiędzy czerwonymi kreskami górną i
dolną. wykonać po trzy pomiary. Wykonać pomiary czasu przepływu w analogiczny dla roztworu gliceryny
o
o
o
w temperaturach: 30 C, 40 C, 50 C . Wyniki zapisać w odpowiedniej tabeli na arkuszu sprawozdania.
Sporządzić wykres w układzie współrzędnych log η = f (1/T) i sprawdzić, czy zależność jest liniowa
2
(umieścić wartość współczynnika korelacji R na wykresie). Jeżeli zależność jest liniowa - obliczyć energię
aktywacji przepływu lepkiego, rozwiązując równanie prostej według zależności (postać logarytmiczna równania
Arrheniusa – Guzmana):
E
,
log   log A 
2,3RT
Równanie prostej: y = ax + b, gdzie y = log η, x = 1/T, nachylenie prostej a = E/2,3R, b = log A.
Tabela 1. Gęstość i lepkość wody
T
[K]
d
3
[g/cm ]

[cP]
293
0.99823
1.0050
298
0.99707
0.8937
303
0.99567
0.8007
308
0.99406
0.7225
313
0.99222
0.6560
318
0.99025
0.5988
323
0.98807
0.5494
328
0.98573
0.5064
333
0.98324
0.4688
0
Tabela 2. Zależność gęstości roztworu wodnego gliceryny od stężenia. Temperatura 20 C.
% wagowy
gliceryny
gęstość roztworu
3
[g/cm ]
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
1,022 1,047 1,072 1,099 1,126 1,153 1,180 1,208 1,235 1,261
9
Ćw. 2. Określenie pH za pomocą papierków uniwersalnych.
Sprzęt: - statyw z probówkami
Odczynniki:
- NaNO3, NH4Cl, MgCl2, AlCl3, Na2CO3, Na2HPO4.
- papierki uniwersalne
Opis ćwiczenia
W ćwiczeniu tym należy określić pH poszczególnych roztworów za pomocą papierków uniwersalnych.
3
W tym celu należy nalać do próbówek po 1 cm odpowiednich soli. Następnie roztworami tymi kolejno zwilżać
papierek uniwersalny i barwę jego porównać ze skalą barw wskaźnika uniwersalnego, podającego pH z dokładnością do 1.
Ćw. 3. Stała i stopień dysocjacji CH3COOH w roztworze wodnym
Sprzęt:
- statyw z probówkami
- pH-metr
- elektroda uniwersalna
- papierki uniwersalne
Odczynniki:
- 1 M CH3COOH
- 0,01 M CH3COOH
- zlewki
Opis ćwiczenia
Określić pH 0,01M i 1M roztworu kwasu octowego orientacyjnie za pomocą papierka uniwersalnego. Zmierzyć
dokładnie pH tych roztworów za pomocą pH-metru. Obliczyć stężenie jonów wodorowych odpowiadające
wyznaczonym wartościom pH dla obu roztworów.
Technika pomiarowa. pH-metr jest przystosowany do współpracy z elektrodą kombinowaną lub z zestawem
elektrod do pomiaru pH złożonego z elektrody szklanej i elektrody odniesienia. Przed pomiarem przyrząd wraz z
elektrodami wycechować cecho za pomocą roztworów wzorcowych wskazanych przez asystenta. Po wycechowaniu
pH-metru można przystąpić do pomiaru pH badanych roztworów. Każdorazowo przy zmianie roztworu należy
opłukiwać dokładnie elektrody wodą destylowaną i osuszyć bibułą. Pomiar pH pojedynczego roztworu powinien
trwać ok. 5 minut (ustalenie równowagi jonowej).
1
0
20.…/…….
Nazwisko, imię
Podpis
prowadzącego
Wydz.
Gr.
Temat:
LEPKOŚĆ.
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
Ćw. 1. Wyznaczanie lepkości roztworów gliceryny
Ciecz
mcieczy
(mp+c – mp)
mp+c
d
3
[g/cm ]
woda destylowana
roztwór gliceryny
mp+c – masa piknometru z cieczą
Masa suchego piknometru jest podana na półce z roztworami.
1)
Obliczyć gęstość roztworów gliceryny z zależności:
mcieczy  dwody
dcieczy 
mwody
2)
Obliczyć lepkość roztworów gliceryny ze wzoru:
cieczy  wody 
dcieczy  tcieczy
dwody  t wody
Wartości gęstości i lepkości dla wody wziąć z tabeli 1.
Wyniki pomiaru lepkości
Nr
pomiaru
temp
0
[ C]
T
[K]
Czas wypływu t
[sek]
woda
gliceryna
Średni czas
wypływu t
[sek]
woda
gliceryna
Lepkość

[ ]
1
2
3
1
20
2
3
1
30
2
40
293
3
1
2
50
3
Wykres logη = f(1/T) sporządzić na papierze milimetrowym lub w programie graficznym i dołączyć do sprawozdania.
Obliczenia wartości energii aktywacji przepływu:
1
1
Ćw. 2. Określenie pH za pomocą papierków uniwersalnych
Badana sól
Pomiar pH
Odczyn po
hydrolizie
Reakcje hydrolizy
NaNO3
NH4 + Cl + H2O = NH4OH + H + Cl
-
NH4Cl
+
-
pH<7 (kwaśny)
MgCl2
AlCl3
Na2CO3
Na2HPO4
Ćw. 2. Stała i sopień dysocjacji CH3COOH w roztworze wodnym
Roztwór
kwasu
octowego
Pomiar pH
(pap.uniwersalny)
Pomiar pH
(pH – metr)
Stężenie jonów
wodorowych
+
[H ]
Stopień
dysocjacji

Stała dysocjacji
K
1M
0,01M
Obliczenia [H ],  i K proszę wykonać na podstawie wzorów 2, 3, 4, 5, 9.
+
1
2