Программа по изучению курса физической и коллоидной химии Методические указания для изучения дисциплины. Варианты для контрольных заданий




страница6/8
Дата14.08.2016
Размер1.76 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8

Таблица 5


Константы диссоциации кислот и оснований при 250С




Кислота

Кg

Кg

1

Угольная

Н2СО3


(I) 4,45 ∙ 10-7

(II) 4,69 ∙ 10-11

6,35

10,33


2

Уксусная

СН3СООН


1,75 ∙ 10-5


4,76

3

Фосфорная

Н3РО4



(I) 7,11 ∙ 10-3

(II) 6,34 ∙ 10-8

(III) 1,26 ∙ 10-12


2,12

7,20


11,90

4

Гидроокись аммония

NH4OH



1,77 ∙ 10-5

4,75

5

Муравьиная

НСООН


1,772 ∙ 10-4

3,752

6

Янтарная

С4Н6О4



(I) 6,21 ∙ 10-5

(II) 2,3 ∙ 10-6



4,21

5,64




ТЕМА 9. ЭЛЕКТРОХИМИЯ.

     


                              

   Если какой либо металл опустить в воду  или в раствор соли, содержащей ионы этого металла, то произойдет взаимодействие ионов металла с полярными молекулами воды (при этом ионы металла будут переходить в раствор) или из раствора ионы металла будут осаждаться на этой пластинке. И в том и другом случае поверхность металла и раствор около нее приобретут различные заряды.  

   Таким образом, в системе металл – вода или металл – раствор возникает двойной электрический слой , который называется электродным потенциалом. Термодинамическим путем было выведено уравнение электродного потенциала, которое иначе носит название уравнение Нернста и имеет вид:

                                                                

или для разбавленных растворов:              

при Т=298 С  и  аМеn+ = CMen+



                        

      где      - нормальный электродный потенциал (Приложение табл. 6),

             - степень окисления металла,

            - концентрация ионов металла в растворе.

Значение  е0  называется стандартным  или нормальным электродным потенциалом – потенциал который возникает на металлической пластинке  находящейся в растворе одноименных ионов с концентрацией  С = 1 г –ион / дм.

За нулевую точку измерения потенциалов условно принят нормальный потенциал водородного  электрода   (его е0 принято равным 0). Если нормальный потенциал какого – либо металла больше водородного, его  считают положительным, если меньше - отрицательным. По величине нормальных электродных потенциалов составлен ряд напряжений металлов.

В зависимости от природы  реакций  на электродах различают несколько типов электродов.

             Основные из них следующие:



Электроды первого рода – это  металл или неметалл, погруженный в раствор, содержащий  его ионы . Электрод первого рода можно представить в виде схемы:   М п+  /  М  и ему отвечает электродная реакция М п+   + пе     М .

Электроды второго рода состоят из металла, покрытого слоем труднорастворимой соли и погруженного в раствор какой либо легко растворимой соли, содержащий тот же анион, что и малорастворимое соединение. Такие электроды обратимы относительно этого аниона. Электрод второго рода и протекающую на нем электродную реакцию можно записать в виде схемы:

          А п- / МА ,М     ;       МА  + пе   М  +  А п-



Газовые электроды  состоят из инертного металла ( обычно  платины ), контактирующей одновременно и с газом и с раствором, содержащим ионы газообразного вещества. К  этим электродам  ранее упомянутый водородный электрод, состоящий из платины, поглотившей молекулярный водород и опущенной в раствор, содержащий ионы водорода. Схема записи водородного электрода                ( PtH 2 / 2H +  ;        реакции на нем протекающие :

  H 2  2H   2H +   + 2е-



Преобразованное уравнение электродного потенциала для водородного электрода  ( при  Р Н  = 1 атм. ) будет иметь вид :

 е  н  =  0,059/n lg aН +          или       е  н  =  0,059/n lg  Н +         или         е  н  = - 0,059/n рН                                            

Это уравнение справедливо для разбавленных растворов.

Если на электроде происходит взаимное окисление и восстановление, то потенциал называется окислительно-восстановительным и рассчитывается:



        где                  - соответственно концентрации окислителя и восстановителя в растворе.

 Примером этой системы может служить система состоящая из ионов  МпО4 -  и Мп 2+   она имеет следующую схему и электродную реакцию:   

               МпО4, Мп2+ , Н+  | Pt  ;  

 МпО4-  +  8Н  + 5е    Мп 2+   +  4Н2О

и соответствующее значение электродного  потенциала

е (МпО-  , Мп 2+)    = е  0   +   lg   или 

 е (МпО-  , Мп +2 = 1,52 -  +   

где Ж = 2,303 .

Превращение химической энергии в электрическую возможно при помощи электрохимического (гальванического ) элемента, примером которого может служить  элемент Даниэля –Якоби, состоящий из цинкового и медного электродов, опущенных соответственно в растворы сульфатов цинка и меди, разделенные пористой диафрагмой во избежании их перемешивания.

Схема этой гальванической цепи записывается следующим образом:

           ( - ) Zn  |  ZnSO 4   p –p  ::   CuSO 4   p -p  |   Cu (+)

Вертикальной чертой обозначается граница между металлом и раствором и двойным пунктиром – граница между двумя электролитами в элементе. Если на границе между двумя электролитами устранен диффузионный потенциал , то границу между электролитами обозначают двумя вертикальными прямыми:

             (+) Cu   |  CuSO 4 ,    p –p | |    ZnSO 4 ,  p –p   |    Zn (-)

Для уменьшения диффузионного потенциала на границе двух растворов помещают солевой мостик, например концентрированный раствор KCl  или NH 4 NO 3 . Уменьшение диффузионного потенциала объясняется тем,  что подвижности ионов указанных солей близки       ( см. табл. 6.     ).

Если электроды соединить металлическим проводником , то происходит растворение цинкового электрода . Катионы цинка переходят в раствор , а электрод при этом заряжается отрицательно ; катионы меди разряжаются на медном электроде, заряжая его положительно .На медном электроде идет процесс восстановления , на цинковом – окисления. Суммарная электрохимическая окислительно-восстановительная реакция во всем электрохимическом элементе  будет:

 Cu 2+     +       Zn     Cu      + Zn 2+

Рассмотренная  электрохимическая цепь относится к химическим гальваническим элементам., и ее э.д.с.  записывается в общем виде следующим образом:

 

   Ехим = еСи  - е Zn   = е (0) Cu  - е (0) Zn  + Ж ( lg a  - lg a )  (8.7)



 

Cуществуют еще и концентрационные цепи , в которых оба электрода одинаковы по своей природе,  но различны по концентрации ( активности ). При этом электрическая энергия получается за счет выравнивания концентраций, например – цепь, составленная из двух  цинковых электродов с различной концентрацией ZnSO4

 Zn | Zn2+  (c1 ) | |    Zn 2+ ( c2 ) |  Zn  ,      где  с1> с2  , и

 

Е    =  Ж / 2 ( lg a 1  - lg a 2 )    или                                                                



                        в общем виде   Еконц. = Ж/ п lg            

Ранее говорилось о том, что потенциалы различных электродов измеряются по отношению к потенциалу нормального водородного электрода. Однако имея ряд недостатков (дороговизна , влияние давления и др. ) в электрохимии в настоящее время широко применяются в качестве электродов сравнения – каломельный и хлорсеребрянный электроды  ( электроды второго рода ).



Каломельный электрод состоит из жидкой ртути покрытой слоем пастообразной  каломели ( Hg2 Cl2 )  с раствором КCl.  Схематично электрод    можно записать  так: Hg  | Hg2 Cl2 , КCl   

его электродный потенциал  равен :      е К  = е ( 0) К  - Ж lg [  Сl -]     

В насыщенном растворе КCl при 180 С потенциал каломельного электрода               е К = 0,2503 В ;    в 1н  растворе    е К  = 0,2864 В ;     в 0,1 н  -    е К  = 0,3380 В.

Хлорсеребряный электрод – состоит из серебряной проволоки, покрытой  слоем  AgCl и помещенной в раствор KCl или НCl. Проволоку  Ag припаивают к медной проволоке и впаивают в стеклянную трубку   Схема его строения : Ag  I AgCl ,  KCl  ;

потенциал выражается уравнением     ехл = е(0) хл  - Ж lg [  Сl -]

В виду малой растворимости AgCl потенциал хлорсеребряного электрода  имеет положительный знак по отношению к нормальному водородному электроду.

В качестве же индикаторных электродов при определении рН применяют:



Хингидронный электрод – потенциал этого электрода зависит от активности ионов водорода, и представляет собой платиновую проволоку , опущенную в раствор хингидрона ( смесь хинона С6Н402 и гидрохинона С6Н4(ОН)2 ). Схема его строения

(Рt ) Pt | С6Н402 , С6Н4(ОН)2

его электродный потенциал     ехг = ео(хг)  + 0,029 lg ( H+),        из уравнения видно, что потенциал хингидронного электрода находится в прямой зависимости от концентрации водородных ионов.

 Стеклянный электрод  для его изготовления применяют стекло определенного химического состава. Наружная поверхность стеклянной мембраны служит источником водородных ионов и обменивается ими с раствором. В этом случае стеклянный электрод имеет водородную функцию и тогда:

                        ест  = е0 (ст) – 0,058 рН                              

Схематично его строение можно записать так:

Ag |AgCl | HCl | стекло  |H+ ( раствор )

     ехг               е0            ест

Как правило, перед работой стеклянный электрод необходимо калибровать по буферным растворам.  

 Примеры решения задач



Пример 1. Вычислить  потенциал медного электрода в растворе 0,01 М по хлориду меди и 0,01 М по сульфату меди при 30° С. Какая ошибка будет  внесена в расчет, если не учитывать коэффициент активности ионов меди?

Решение. Потенциал медного электрода рассчитывают по уравнению Нернста

е = е° + (2,3 RT / nF) lg c

где  е° - нормальный окислительно-восстановительный потенциал пары Cu2+ / Cu0 = + 0,340 В; n – число электронов, с – концентрация ионов меди; 2,3RT / F при 30° С равно 0,060.

Подставляя данные задачи получаем:

Е = 0,34 + (0,060/2) lg 0,02 = 0,340 +0,030 (-1,70) = 0,340 – 0,051 = 0,299 В.

Для вычисления активности аCu2+  рассчитываем ионную силу раствора по уравнению

                                                                     

μ = ½ (с Cu2+ + zCu 2+   +   сCl­  zCl־ + с SO42-   z SO42-    ) = 0,07

По справочнику (см. таблицу 8.2) находим величину коэффициента активности для двухразрядных ионов: f Cu2+ = 0,453

Подставляя полученные данные в уравнение Нернста, вычисляем величину потенциала:

а =  cf = 0,02 · 0,453 = 0,00906

Е = 0,340 + (0,060 / 2) lg 0,00906 = 0,279 В

Следовательно, ошибка, если не учитывать активность ионов, будет         0,299 – 0,279 = 0,020 В.

В прямых потенциометрических анализах такой ошибкой пренебрегать нельзя.

 Пример 2. Электродвижущая сила элемента

 Pt (H2) |раствор кислоты|  1 н. каломельный полуэлемент при 28° С равна 0,571В. Вычислить концентрацию ионов водорода и рН раствора.

Решение. Электродвижущая сила равна

Е = е К –е В

Откуда              е В = е К – Е                       е К = 0,2821В

е В = 0,2821 – 0,5710 = – 0,2880 B

еB = – 0,059  lg [H+] = 0,059, рН = 0,2889

рН = 0,2889 / 0,059 = 4,88;    



Пример 2. Определить   ПРAgCl при 25° С, если известно, что

        э.д.с. цепи        Ag | Ag NO3 |  KCl  |   AgCl  | Ag равна 0,450 В.

                         Решение.

е = 0,058 lg (а1 / а2) = 0,058 lg (0,1 · 0,78/ а2),

где а = f · с ;                     fCl = 0,78 (см. табл .8.2 )

lg (0,1 · 0,78/ а1) = 0,450 / 0,058 = 7,6

0,078 / а 2 = 4,2 · 107     

а2 = 0,078 / 5,7· 107 = 1,8 · 10-9

а2(Ag  ) = 1,8 · 10-9        ; а 1Cl  = 0,078

ПР = [Cl-] [Ag +] = 1,8 · 10-9 · 0,078 = 1,4 · 10-10

Ответ: 1,4 · 10-10

 Пример 3. Рассчитать окислительно - восстановительный потенциал  еh, если концентрация  Со2+ равна 0,1 М, а Со3+    0,001 М. Записать электродное уравнение процесса.

                   Решение.

Еh = Е 0(h) + (0,058 / n) lg[Ох] / [Red]

Уравнение электродного процесса восстановитель Со3+ - е ↔ Со2+ окислитель

е 0(h) = 1,840 В (см. таблицу  8.2 )

е 0(h) = 1,840 + (0,059 /1) lg (0,01 / 0,1) = 1,781 В.



Задачи и вопросы для контрольных заданий

  Вопрос 1-6.Что такое гальванический элемент и какие процессы в нем протекают. От чего зависит ЭДС гальванической цепи.



Задача 1. Определить э.д.с. цепи

(-) Pt / SnCl2,  HCl // FeCl3,  HCl / Pt (+),

если концентрации ионов равны 1н,  а для е0Fe / Fe3+ = +077 B ; е0Sn 2+/Sn4+ = 0,15 В.

 Задача 2. Определить потенциал цинкового электрода, погруженного в раствор ионов цинка с концентрацией 10-3 г-экв / дм3.

 Задача 3. Э.д.с. серебряно-каломельной гальванической  цепи при 17° С равна 0,658 В. Определить концентрацию серебра в растворе, составить схему гальванической цепи.

 Задача 4. Э.д.с. водородно-каломельной цепи при 17° С равна 0,58 В (концентрация KCl = 1н ). Определить рН.

 Задача 5. Вычислить потенциал реакции

MnO4- + 8H+  + 5e = Mn+2  + 4H 2O

при а MnO4  = 1 г-ион / дм3, а Mn++ = 1 г-ион / дм3,

а Н+ = 10-3 г-ион / дм3, если  окислительно- восстановительный потенциал   для Mn2+ /MnO4-  равен -1,52 В.

 Задача 6. Вычислить ПР хлорида серебра при 18°С, если потенциал серебряного электрода, опущенного в насыщенный раствор AgCl равен 0,518 В относительно водородного электрода.

 Вопрос 7- 12. Составьте гальваническую цепь и запишите реакции протекающие на электродах.

Задача 7. Вычислить потенциал кадмиевого электрода в

0,05 дм3  раствора нитрата кадмия  относительно водородного электрода при 25° С.

 Задача 8. Вычислить потенциал хингидронного электрода в растворе с рН = 5,7 относительно 0,1 н каломельного электрода при  18° С.

 Задача 9.  Пользуясь таблицами электродных потенциалов, определить стандартные  электродные потенциалы реакции:

Mn3+ + 4H2O → MnO4- + 8H+ + 4e

Задача 10.  Определить э.д.с. цепи при 25° С

Pt (H2) | CН3 COOН | НCOOН | Pt (H2)

                        1 М         0,5М

если степень диссоциации уксусной кислоты 1,8 · 10-5, а муравьиной – 1,27 · 10-3.



Задача 11.   Э.д.с. цепи

Ag | Ag NO3/ каломельный 0,1 н электрод при 18° С равна 0,350 В.

Определить концентрацию нитрата серебра в растворе.

 Задача 12.    Вычислить э.д.с. водородной концентрационной цепи, если С Н1  = 0,0814 г-ион / дм3,    а С Н2 = 0,00924 г-ион / дм3.



Вопрос 13- 20. Сделайте вывод зависимости рН от ЭДС заданного гальванического элемента ( см. условие своей задачи)

Задача 13 - 20.    Вычислить рН раствора по следующим данным:

Вариант

Электроды

Темпе-ратура,

° С



Э.д.с., В

Индикаторный

Сравнения

13

14

 



15
16

17

 



18
19

 

20



Водородный

Хингидронный


Водородный
Водородный

Хингидронный


Водородный
Хингидронный
Хингидронный

Каломельный  ( 0,1н  HCl) Каломельный  (  1н  HCl)

 

Хлорсеребряный в 0,1н HCl



Окисно-ртутный

Хлор-серебряный в 1н КCl

Насыщенный каломельный

Насыщенный каломельный

Водородный


30

25

 



20
25

20

 



35
40

 

18



0,624

0,154


 

0,505
0,638

0,248

 

0,527


0,205

 

-0,565



Вопрос 21 –25. Дайте классификацию и приведите примеры гальванических цепей и их ЭДС.

Задача 21.  Э.д.с. цепи

Pt | FeCl2 , FeCl 3| KCl |,HgCl2| Hg

при С (KCl) = 1 н   и t = 20 ° С равна Е = 0,415 В.

Вычислить отношение активностей а (FeCl3) / а (FeCl2).

 Задача 22. Нормальный потенциал для меди Cu/Cu++ при  25 ° С равен е0 = +0,3441 В.

Вычислить концентрацию ионов меди в растворе, при  которой потенциал электрода равен нулю.

 Задача 23. Определить ПР AgBr, если э.д.с. цепи

Ag | AgBr (насыщ) || 0,1 н AgNO3 | Ag     равна 0,292 В.

 Задача 24. Рассчитать э.д.с. концентрационного гальванического электрода состоящего из двух водородных электродов погруженных в растворы с  рН = 5 и рН = 8.

 Задача 25.  Записать окислительно-восстановительную реакцию и рассчитать величину ОВ-потенциала для  H2O2 / O2, где   С (H2 O2) = 7 · 10-3 моль/дм3, а С ( O2)  = 1 · 10-5 моль/дм3.

 Вопрос 26-28. Что такое окислительно-восстановительный потенциал. Приведите примеры  природных ОВ-систем.

Задача 26. Рассчитать э.д.с. концентрационной цепи, состоящей из нормального водородного электрода и водородного электрода, погруженного в 0,001 М раствор NH4 ОH.

 Задача 27. Вычислить рН раствора, если разность потенциалов при 25°С между водородным и насыщенным каломельным электродом составляет 0,435 В.

 Задача 28. Рассчитать  э.д.с. гальванической цепи, состоящей из нормального водородного электрода и водородного электрода , опущенного в чистую воду. Составить гальваническую цепь и записать реакцию протекающую на электродах.

                                                              

Таблица 8.1

Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 25 °.





Электрод

е, В.

1

Н+2

0,00

2

Zn2+/Zn

-0,763

3

Cu2+/Cu

+0,337

4

Хингидронный

+0,704

5

Mn 3+/ Mno4-

1,206

6

Mn2+/MnO2

+1,23

7

MnO4 -/MnCl2

+1,51

8

NO3 -/NO

+0,96

9

S2O8 2-/ 2SO42-

+2,010

10

Fe3+/ Fe2+

+0,771

11

O2/ H 2O2

+0,682

12

NO 3-/ NO 2-

+0,940

13

Потенциал насыщенного каломельного электрода

+0,2503

14

Потенциал 1,0н каломельного электрода

+0,2810

15

Потенциал 0,1н каломельного электрода

+0,3335

16

Ag/Ag+

+0,799

17

Mn2+/MnO-4

-1,52

18

Потенциал 1,0н хлорсеребряного электрода

+0,2381

19

Потенциал 0,1н хлорсеребряного электрода

+0,2900

  Таблица 8.2

Коэффициенты активности ионов в зависимости от заряда

                           и концентрации при 25 0 С

  С г-моль /дм3

     однозарядный

двухзарядный

    0,001

    0,965

0,903

    0,01

    0,900

0,744

    0,1

    0,780

0,465

 

 

Тема 9. Поверхностные явления. Адсорбция.


Адсорбция это процесс изменения концентрации на границе раздела 2х фаз, одна из которых обычно пребывает в жидком или твердом состоянии и называется адсорбентом. Другая фаза пребывает в состоянии газа или жидкости и называется адсорбтивом.

В простейшем случае процессы адсорбции классифицируются по агрегатному состоянию адсорбента или адсорбтива.

Для всех жидких адсорбентов мерой адсорбции служит поверхностное натяжение () или поверхностная активность (). Величину адсорбции () рассчитывают по уравнению Гиббса:

,

где - равновесная концентрация адсорбтива, кмоль/м3;



- универсальная газовая постоянная (см. Приложение табл. );

- температура, К.

Если < 0, или  то вещество накапливается в поверхностном слое и называется поверхностно-активным веществом (ПАВ).

Если >0, или > 0, то концентрация в поверхностном слое будет меньше , чем в объеме , а величина адсорбции – отрицательна.

Известно, что с удлинением углеводородной цепи органических соединений их растворимость в воде уменьшается. Эту зависимость можно охарактеризовать правилом Траубе – Дюкло :



с увеличением длины углеводородной цепи органических соединений одного гомологического ряда на группу –СН2 адсорбционная активность возрастает в 3,2 раза.

На твердых поверхностях (адсорбентах) характеристики процесса зависят также и от агрегатного состояния адсорбтива.

Мерой адсорбции из растворов служит изменение концентрации (), величину адсорбции рассчитывают по уравнению Ловица:

,

где - разность концентрации до и после адсорбции, кмоль/м3;



- объем адсорбтива, м3;

- масса адсорбента, кг.

Гмах и константы ( и ), характеризующие процесс адсорбции находятся с помощью построения изотерм по Ленгмюру и Фрейндлиху.



Уравнения и изотермы адсорбции

( Ленгмюра)

или (Фрейндлиха)
Ленгмюра Фрейндлиха

Г lg Г



Гmax






α tg α =1/n




с lg K lg Сp
где Г – величина адсорбции, кмоль/кг ,

Г – предельное количество адсорбированного вещества или максимальная адсорбция, кмоль/кг,

Х/т –величина адсорбции на единицу массы адсорбента, кмоль/кг.

На поверхности твердого адсорбента может происходить из растворов электролитов – ионная и полярная адсорбция. При этом на поверхности адсорбента образуется двойной электрический слой. Адсорбционная активность ионов зависит от их концентрации и от природы (степени окисления и гидратации). Ряды ионов, составленные в порядке уменьшения их адсорбционной активности называются лиотропными, например, для одновалентных катионов лиотропный ряд выглядит так:



Катионы различной валентности, их можно расположить в следующий ряд:

Если на поверхности уже адсорбирован электролит, то при появлении в адсорбтиве (растворе) других ионов почти всегда в той или иной степени наблюдается обменная адсорбция. При этом адсорбент, поглощая определенное количество каких-либо ионов, одновременно выделяет в раствор эквивалентное количество других ионов того же знака.

Б. П. Никольский количественно описал процесс ионного обмена на твердой поверхности



,

где - количество обменивающихся ионов в адсорбтиве, г-экв/г;



- активности обменивающихся ионов.

При небольших концентрациях (природные растворы) вместо активности можно пользоваться значением концентрации.

Обменная адсорбция имеет большое значение в земледелии, биологии и технике. Почва (хороший природный адсорбент) способна поглощать и удерживать определенные ионы, например К+ и NH4+, необходимые для питания растений. Взамен этих катионов почва выделяет эквивалентное количество других катионов: H+, Ca2+, Mg2+ и др От природы поглощенных ионов в значительной мере зависят физические и агротехнические свойства почвы.

В процессе обмена изменяется рН среды, если обменным ионом является водородный или гидроксильный ион. Наглядно процесс ионного обмена можно изобразить следующими схемами:





Неорганические и органические, природные и искусственные материалы, способные к обмену ионов, получили название ионитов. Функционально их подразделяют на катиониты (обмен катионов) и аниониты (обмен анионов). Максимальное количество ионов (в г-экв.) способные поглотиться 1 граммом ионита, называется емкостью поглощения или обменной емкостью. Применение ионитов позволяет устранить жесткость воды, изменять солевой состав молока, фруктовых соков, вина, воды и др.



Задачи и вопросы для контрольной работы.
Задачи 1-8. Что такое адсорбция? Какие виды адсорбции Вы знаете? Дайте понятие ПАВ и ПИАВ?

Задача 1.

Рассчитать массу ионов водорода, сорбированного 100 г почвы. если концентрация кислоты до сорбции равнялась 0,3 моль/дм³, а после сорбции 0,15 моль/дм³. Сорбция проходила в объеме 250 см³



Задача 2.

Вычислите величину адсорбции по уравнению Гиббса для спирта при 20°С и концентрации С2 = 0,25 кмоль/м³, если Н2О = 72,75*10-3 Н/м , а раствора = 51* 10-3, С1 = 0,00



Задача 3.

Рассчитайте сколько грамм катионита КУ-1 в Н+ - форме следует взять для выделения катионов Са+ из 1литра 0,1 н раствора СаСl2, если обменная емкость по 0,1н раствору СаСl2 4,5 мг-экв/г. Составить схему ионного обмена.



Задача 4.

При адсорбции уксусной кислоты почвой равновесная концентрация (Ср) составляла 33,5 моль/л, константы равновесия Фрейндлиха К и 1/n соответственно равны 9,5 и 0,22. Рассчитайте адсорбированное количество уксусной кислоты в мг/100г



Задача 5.

Известковый раствор плохо смачивает ствол дерева. Какие вещества можно добавить к раствору, чтобы увеличить смачиваемость, как они называются?



Задача 6.

Через колонку анионита в ОН- форме пропустили раствор хлорида натрия. Полученный фильтрат (Vср=75 см³) оттитровали 0,1М раствором НСl, расходуя при этом на каждые 25 см³ фильтрата 2,8 см³ НСl. Рассчитайте содержание хлора в исходном растворе, составьте стехиометрическое уравнение процесса сорбции.



Задача 7.

При адсорбции уксусной кислоты на угле получены следующие данные:

Равновесная концентрация, моль/л 0,088 0,031 0,062 0,126

Адсорбция 0,467 0,624 0,801 1,11

Определите значение констант в уравнении Фрейндлиха.

Задача 8.

Имеются 1М растворы спиртов:

а) метиловый

б) этиловый

в) пропиловый

г) бутиловый

Как будет изменяться поверхностное натяжение этих растворов? Почему?
Задачи 9- 13. Какие виды адсорбции наблюдаются в почвах? Опишите их.

Задача 9.

Через колонку катионита в Н+- форме пропустили раствор сульфата меди. Полученный раствор (uср=100 см³) оттитровали 0,1М раствором едкого натрия. Израсходовав при этом на титрование 6,5 см³ NаОН. Рассчитайте содержание меди в исходном растворе, составьте стехиометрическое уравнение процесса сорбции.



Задача 10.

При адсорбции уксусной кислоты почвой получены следующие данные:

Равновесная концентрация, моль/л 16,0 34,0 79,0 172,0

Адсорбция 9,0 16,0 21,0 27,0

Определите значение констант в уравнении Фрейдлиха.
Задача 11.

Имеются 1М растворы:

а) сахара

б) уксусной кислоты

в) сульфата натрия

г) стеариновой кислоты

Расположите растворы в порядке возрастания их поверхностного натяжения. Дайте обоснование, выделите поверхностно-активные вещества.

Задача 12.

В почву внесли соли: сульфат кальция, нитрат калия. Сульфат железа (3). В какой последовательности будут сорбироваться катионы? Составьте стехиометрические уравнения. Выражающие процесс сорбции.



Задача 13.

Из водного раствора (uобщ = 100 см³) фосфорной кислоты проводили адсорбцию на почве (m=10г) и при этом получили следующие данные:

Со (начальная кон-ция кислоты) Ср ( конц. кислоты после сорбции)

0,705 моль/л 0,695 моль/л

0,75 моль/л 0,290 моль/л

0,188 моль/л 0,120 моль/л

0,094 моль/л 0,051 моль/л

Рассчитайте величину сорбции, определите максимальную сорбцию и константу.


Задачи 14 -24 Опишите процесс ионной адсорбции. Что такое ионный обмен? Укажите основные закономерности и запишите уравнение ионного обмена. Дайте понятие ионитам и возможности их использования.

Задача 14.

Какие вещества необходимо добавить в глинистые почвы, чтобы увеличить их поверхностное натяжение, уменьшить смачиваемость?



Задача 15.

Составьте стехиометрическое уравнение, выражающее процесс образования кислых почв и борьбу с этим явлением. К какому явлению сорбции относятся эти процессы. Объясните его основные положения?



Задача 16.

В процессе сорбции уксусной кислоты на древесном угле (Vобщ = 200 см3) mугля = 100г. Были получены следующие данные

Со (начальная кон-ция кислоты) Ср ( конц. кислоты после

сорбции)


0,503 моль/л 0,434 моль/л

0,252 моль/л 0,202 моль/л

0,126 моль/л 0,0899 моль/л

0,0,0628 моль/л 0,0347 моль/л

0,0314 моль/л 0,0113моль/л

Рассчитать величину сорбции, максимальную сорбцию, константу равновесия.



Задача 17.

Как изменится поверхностное натяжение песчаный почв. И их смачивание при внесении:

а) органических удобрений

б) минеральных удобрений.

Почему?

Задача 18.

Составить стехиометрическое уравнение ионообменного процесса обессоливания воды. Объясните сущность процесса.


Задача 19.

Рассчитать количество уксусной кислоты. адсорбированное 100 г почвы. Если равновесная концентрация уксусной кислоты в растворе равна 15,5 моль/л, а константы уравнения Фрейндлиха, определенные путем опыта К=6,5 и 1/n = 0,12


Задача 20.

Как изменится поверхностное натяжение воды при добавлении

а) пропилового спирта

б) хлорида натрия

в) мыла

Задача 21.

. Составить стехиометрическое уравнения, выражающие:

а) процесс засоления почвы

б) борьбу с засолением


Задача 22.

Рассчитать объем 0,07н раствора хлорида кальция, который можно пропустить через 100мл набухшего катионита КУ-2 до момента проскока Са+2, если динамическая емкость (ДОЕ) катионита КУ-2 равна 1300 мг-экв на 1 литр набухшего катионита. Сколько кальция (мг-экв) будет сорбировано на колонке катионита? Составьте схему ионообменного равновесия.



Задача 23.

Вычислить значение х/m и Х для уксусной кислоты на активированном угле при Со=0,438 кмоль/л, если константа уравнения Фрейндлиха имеет к=3.4, I/n = 0,4 m=3г.



Задача 24.

Поверхностное натяжение водных растворов имеет значение:



  1. 5%-ный р-р едкого натрия – 74,6*10-3 Н/м

  2. 20% р-р едкого натрия – 85,810-3 Н/м

  3. 6: р-р желатина – 5810-3 Н/м

  4. 20% р-р хлорида калия – 80,1*10-3 Н/м

  5. 0,1% р-р олеата натрия –34,8* 10-3 Н/м

  6. ¶ Н2О = 72,5*10-3 Н/м

Укажите какие вещества относятся к ПАВ. Почему?

ТЕМА 10. КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ И РАСТВОРЫ ВМС

Коллоидные системы - это один из видов дисперсных систем малорастворимых в данной среде веществ (лиофобных) с размерами частиц дисперсных фазы (а) от 1 до 100 нм ,(1 нм = 10-9 м). Величина 1/а носит название степени дисперсности. По размерам частиц (или дисперсности) коллоидные системы занимают промежуточное положение между молекулярно-ионными (а<<10-9м) и грубыми дисперсиями (а>>10-7м).

В зависимости от агрегатного состояния дисперсной фазы и дисперсной среды они подразделяются и имеют свое название (см. табл. 10.01)

Классификация коллоидных систем по агрегатному состоянию

среды и фазы Таблица 10.01

Диспер-сионная

среда

газ

Жидкость

твёрдое тело


Диспер-сионная

фаза


Жидк. Тв. ф

Г Ж Тв. ф

Г Ж Тв.ф

Название системы

Аэрозоли


Пена Эмуль- Золь

сии


Тв ф -- Тв.ф

пена золь


Они имеют сложную структуру, зависящую от состава дисперсной фазы, дисперсионной среды и условий получения коллоидов. Необходимыми и достаточными условиями их образования являются:



а) достижения частиц размерами 10-9-10-7м;

б) малая растворимость дисперсной фазы в дисперсионной среде;

в) присутствие третьего компонента, играющего роль стабилизатора.

Требования к стабилизатору – содержание в его составе родственных ионов с веществом ядра (специфическая или избирательная адсорбция).

Коллоидная частица называется мицеллой, а жидкость, в которой находятся мицеллы интермицеллярной. Последняя содержит в растворенном состоянии различные вещества, в том числе и ионы стабилизатора, а также ионы не пошедшие на образование коллоидных частиц.

Схема строения мицеллы, (например, золя сульфата бария), может быть представлена следующим образом:



{ [mBaSO4 n SO42- 2 (n-x) Na+ } 2x- 2xNa+

ядро потенциал противоионы

определяющие ионы

гранула

мицелла


Роль стабилизатора в данном случаи выполняет Na 2SO4.

Как видно из строения, потенциалопределяющими являются ионы, имеющие сродство с кристаллической решеткой ядра (т.е. ионы SO42-). . Противоионы притягиваются за счёт сил электростатического притяжения. Мицелла является электронейтральной частицей, а гранула несёт заряд, соответствующий заряду потенциалопределяющих ионов.

Коллоидные системы обладают определенными физическими, электрическими, молекулярно – кинетическими, оптическими и рядом других свойств.




К физическим свойствам относят их способность проходить через бумажные фильтры, но задерживаться ультрафильтрами

(растительными и животными мембранами).

На этом основаны методы очистки (диализ) коллоидных систем от растворимых в них примесей низкомолекулярных веществ. При диализе молекулы растворенного низкомолекулярного вещества проходят через мембрану, а коллоидные частицы (имея большой размер) остаются за ней виде очищенного коллоидного раствора.

Скорость диализа можно увеличить, применяя электрический ток – электродиализ.

К молекулярно-кинетическим свойствам коллоидов относят: броуновское движение, диффузию, осмотическое давление, явление седиментации.

Броуновское движение – хаотичное тепловое поступательное и вращательное движение частиц. За 1 секунду коллоидная частица может изменить своё направление в 10 20 раз.

Диффузия самопроизвольно протекающий в системе процесс выравнивания концентрации молекул, ионов или коллоидных частиц под влиянием их хаотичного движения. Для частиц, по форме близко сферическим, коэффициент вычисляют по уравнению Эйнштейна:

D = , где k=

η –вязкость среды ; r – радиус частицы.



Осмотическое давление для разбавленных коллоидных растворов можно найти по уравнению:

P= = ν

m(общ)- масса растворенного вещества; m - масса частицы ;

V - объём системы ; NA –постоянная Авогадро ;

T - абсолютная температура ; ν - количество вещества .
Молекулярно- кинетические уравнения пригодные для истинных растворов, приложимы и к коллоидным растворам с той только разницей, что масса моля вещества заменяется в них массой частиц.

Способность частиц оседать под действием силы тяжести (при увеличении массы и уменьшении броуновского движения и диффузии) называется седиментацией.



Оптические свойства коллоидных систем, как и предыдущие, обусловлены размерами частиц, которые соизмеримы с длиной волны видимой части спектра (400-750нм). При этом наблюдается дифракционное рассеяние света; свет как бы огибает встречающиеся на пути частицы. В результате рассеяния света каждая частица является источником новых, менее интенсивных волн. Выражается это явление в изменении окраски раствора в отраженном и проходящем свете и называется опалесценцией.

Если коллоидный раствор осветить точечным источником света, то в можно увидеть ярко светящийся «конус». По имени ученых впервые наблюдавших это явления светящийся конус в жидкости был назван конусом (или эффектом) Фарадея - Тиндаля. Этот эффект характерен для всех коллоидных систем.

Явление светорассеяния лежит в основе одного из важнейших методов исследования дисперсных систем – ультрамикроскопии ( ультрамикроскоп был изобретен в 1903.г. Зигмонди .

Поскольку золи по размеру частиц дисперсной фазы занимают промежуточное положение между истинными растворами (молекулярно- ионными) и грубыми дисперсиями, они могут быть получены либо соединением отдельных молекул или ионов растворенного вещества в агрегаты (методы конденсации), либо в результате измельчения частиц сравнительно большого размера (методы диспергирования).



Методы диспергирования в основном проявляются в механическом измельчении или перетирание частиц большого размера (для этого служат шаровые или коллоидные) до размера коллоидов. К химическим методам диспергирования относится пептизация- действие на систему и ее измельчения за счёт сильного электролита.

Конденсационные методы, как правило, химические, наиболее широко для получения коллоидных систем используются реакции восстановления, гидролиза, двойного обмена. Например, при получение золя сульфата мышьяка в присутствие избытка сероводорода:

2H3AsO3 + 3H2 S ↔ As2S3↓ + 6H2O

мицелла имеет строение
{[mAs2S3] n HS- (n-x)H+}x-xH+

ξ дзета-потенциал


К электрическим свойствам коллоидных систем относят явления электрофореза и электроосмоса.

Движение дисперсных частиц под влиянием электрического поля называ-ется электрофорезом. Движение жидкости через мембрану при наложении внешней разности потенциалов является электроосмосом. Методами электрофореза и электроосмоса можно определить скорость движения и знак заряда коллоидных частиц (гранул), а также рассчитать величину электрокинетического потенциала ( ξ-потенциала).

Электрокинетический, или дзета-потенциал (ξ – потенциал) возникает между подвижным адсорбционным слоем и внешней подвижной жидкостью при перемещении дисперсной фазы относительно дисперсной среды. Величина ξ – потенциала прямо пропорционально скорости движения частиц золя в электрическом поле:

ξ = или ξ =

где ,U - скорость электрофореза, м/с B;

η -вязкость среды, H c (для воды η = 1,13*10-5);

D -диэлектрическая постоянная среды (для воды D = 81);

ε - электрическая постоянная -8,85*1012ф/м.,



l - расстояние между электродами ( в см ),

E –электродвижущая сила ( в В ),

S – расстояние ( в см ), пройденное дисперсной фазой за время t(в с).

Если дисперсионной средой является вода, то = 209

и тогда ξ = 209 S l / t E , В
По величине дзетта потенциала в большинстве случаев можно судить об относительной агрегативной устойчивости коллоидных систем. При достижении ξ-потенциала 0.03В в системе начинает происходить скрытый процесс коагуляции. Знак электрокинетического или дзета-потенциала химической зависит от природы твердой фазы. Кислые вещества ( кремниевая кислота, сульфиды металлов, сера ) в водном растворе имеют ,как правило, отрицательный заряд.

Мембранное равновесие Доннана – явление неравномерного распределения низкомолекулярных электролита по обе стороны полупроницаемой мембраны (ППМ) под влиянием высокомолекулярного электролита.

Чтобы понять это явление возьмем сосуд, разделенный ППМ; по одну сторону мембраны помещен раствор высокомолекулярного электролита ( диссоциирующего на R+, Cl-), по другую – раствор низкомолекулярного электролита ( диссоциирующий на K+, Cl-),



R+ Cl- K+ Cl- С 1 С 2



ППМ

С1 и С2 – начальные концентрации соответствующих ионов.

Ионы K+ и Cl- могут свободно перемещаться через ППМ, в отличие от R+ (т. к. они имеют больший объем).

Обозначим через:

X – количество ионов K+ и Cl-, прошедших из правой половины сосуда в левую, тогда распределение может выглядеть следующим образом:

ППМ

R+ Cl- K+ K+ Cl-



С1 С1+X X 2- X) (С2- X)

Перемещение ионов закончится установлением динамического равновесия, иначе говоря, условием равновесия является равенство произведений концентраций перемещаемых ионов, находящихся справа и слева от мембраны:


1   2   3   4   5   6   7   8


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2016
обратиться к администрации

    Главная страница