ĆWICZENIE 1 ZJAWISKA ZACHODZĄCE NA GRANICY FAZ … · CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA PRZYGOTOWANIE ELEKTRODY MIEDZIOWEJ Wlać roztwór CuSO 4 (do elektrolizy) do 1/3 wysokości zlewki

ĆWICZENIE 1

ZJAWISKA ZACHODZĄCE NA GRANICY FAZ

ADSORBENT-ADSORBAT.

WYZNACZANIE IZOTERMY FREUNDLICHA.

WYMAGANIA:

- zjawiska powierzchniowe - sorpcja, przyczyny sorpcji

- cechy charakterystyczne procesów adsorpcji (adsorpcja fizyczna i

chemiczna)

- czynniki wpływające na szybkość adsorpcji

- teorie adsorpcji gazów na ciele stałym (Langmuir, BET)

- adsorpcja z roztworu na ciele stałym (izoterma Freundlicha)

- adsorpcja na granicy faz: ciecz-gaz – środki powierzchniowo czynne

równanie Szyszkowskiego

- entalpia i entropia adsorpcji

- nadmiar powierzchniowy i jego wyznaczanie

- praktyczne wykorzystanie zjawiska adsorpcji

LITERATURA:

1. Ościk J., Adsorpcja, PWN, Warszawa 1983.

2. Praca zbiorowa, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1980.

3. Sobczyk L., Kisza A., Chemia fizyczna dla przyrodników.

4. Drapała T., Chemia fizyczna z zadaniami, PWN, Warszawa 1982.

5. Skrypt, Podstawy chemii fizycznej z ćwiczeniami, Wydawnictwo UWM

Olsztyn 2000.

6. pod red. Więckowskiej-Bryłka E., Eksperymentalna chemia fizyczna,

Wydawnictwo SGGW, Warszawa 2007.

WYKONANIE POMIARÓW:

1. Przygotować serię 8 wodnych roztworów błękitu metylenowego

o stopniowo malejących stężeniach:

- do kolby miarowej na 200 ml wlać 5 ml roztworu błękitu i uzupełnić wodą

do kreski,

- za pomocą pipety pobrać z kolby 50 ml roztworu (lub inną objętość

wskazaną przez prowadzącego) i wlać do kolby Erlenmayera. Roztwór

w kolbie miarowej uzupełnić wodą do kreski,

- postępując w powyższy sposób przygotować 8 roztworów.

2. Wykonać pomiary absorbancji przygotowanych roztworów przy długości

fali 660 nm. Pomiary rozpocząć od roztworu najbardziej rozcieńczonego.

Roztwór z kuwety wlewać z powrotem do kolby.

3. Do wszystkich kolb Erlenmayera dodać po 0.1 g węgla aktywnego

i wytrząsać na wytrząsarce przez 15 minut.

4. Pobrać z kolbki roztwór (bez sączenia) i ponownie zmierzyć absorbancję

przy tej samej długości fali.

OPRACOWANIE WYNIKÓW:

1. Obliczyć początkowe stężenia barwnika Cp, przyjmując stężenie

barwnika w pierwszej kolbce jako 100 % (niemianowana wartość = 1).

2. Narysować wykres wzorcowy A = f(Cp) dla roztworów przed

wytrząsaniem.

3. Z wykresu wzorcowego odczytać stężenia barwnika Ck dla roztworów

po wytrząsaniu.

4. Narysować izotermę adsorpcji: )( pkp

cfm

cc

m

x

gdzie: m - masa adsorbenta

x - ilość zaadsorbowanej substancji

5. Narysować izotermę Freundlicha w postaci zlogarytmowanej:

pcn

km

xlg

1lglg

6. Na podstawie wykresu wyznaczyć stałe k i n w równaniu izotermy

Freundlicha.

7. Wyniki pomiarów i obliczeń umieścić w tabeli.

Nr A1 Cp A2 Ck m x/m lg (x/m) lg Cp

8. Opisać typ adsorpcji i wyjaśnij istotę tego zjawiska w omawianym

przypadku.

ĆWICZENIE 2

WŁASNOŚCI ELEKTRYCZNE KOLOIDÓW.

ELEKTROFOREZA

WYMAGANIA:

- charakterystyka, podział i otrzymywanie układów koloidalnych

- budowa cząstek koloidalnych

- własności elektryczne koloidów, podwójna warstwa elektryczna, zjawiska

elektrokinetyczne (elektroforeza, elektroosmoza, potencjał przepływu, potencjał

sedymentacji ), potencjał elektrokinetyczny, metody wyznaczania

- koagulacja i czynniki koagulujące w zolach liofilowych i liofobowych

- zjawiska związane z koagulacją: peptyzacja, tiksotropia, reopekcja, synereza,

koacerwacja, pęcznienie, żelatynowanie

LITERATURA:


2. Sobczyk L., Kisza A., Chemia fizyczna dla przyrodników, PWN.

3. Drapała T., Chemia fizyczna z zadaniami, PWN, Warszawa 1982.

4. Skrypt, Podstawy chemii fizycznej z ćwiczeniami, Wydawnictwo UWM

Olsztyn 2000.

5. Sobczyk L., Kisza A., Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN.

6. pod red. Więckowskiej-Bryłka E., Eksperymentalna chemia fizyczna,

Wydawnictwo SGGW, Warszawa 2007.


1. Do badania używa się koloidu otrzymanego przez hydrolizę 1% FeCl3.

2. Pomiar szybkości poruszania się cząstek koloidalnych wykonuje się za

pomocą aparatu Burtona

3. Napełnianie aparatu i pomiar:

- napełnić strzykawkę z wężykiem zolem

- włożyć wężyk do U-rurki (część ze zbiorniczkiem) i przy otwartym kraniku

wpuszczać powoli zol (uważać, aby nie pojawiły się pęcherzyki powietrza),

tak aby ciecz nie wpłynęła do U-rurki i zamknąć kranik

- dopełnić zolem ze strzykawki zbiorniczek

- do U-rurki wlać około 7 ml 0.01 M KCl (roztwór kontrolny)

- otwierając ostrożnie kran pozwolić roztworowi zolu wypełniać bardzo powoli

U-rurkę. Szybkość dopływu zolu regulować tak, aby utworzyła się ostra

granica rozdziału między roztworami

- jednocześnie w razie potrzeby uzupełniać zolem ze strzykawki zbiorniczek, do

momentu aż zol wypełni dolną część U-rurki

- zamknąć kranik

- umieścić w roztworze kontrolnym w U-rurce elektrody

- zaznaczyć mazakiem na U-rurce granicę rozdziału

- elektrody połączyć ze źródłem prądu stałego (50V)

- w momencie przyłożenia napięcia do elektrod uruchomić stoper

- obserwować przesuwanie się granicy obu cieczy; w jednym ramieniu (granica

ta powinna się obniżać, w drugim podnosić)

- po 30 min. odczytać, o ile przesunęła się granica faz: koloid-roztwór

kontaktowy, w ramieniu, gdzie jest ona bardziej widoczna

- uwzględnić, w kierunku której elektrody przesuwa się koloid

4. Dokonać pomiaru przewodnictwa 0.01 M KCl i koloidu.

5. Dokonać odczytu:

- temperatury pomiaru:

- długości roztworu 0.01M KCl (odległość między elektrodą a powierzchnią

koloidu - uwzględnić, że jest on w obu ramionach U-rurki): lKCl =

- długości roztworu koloidu: lkol =

- napięcia stałego: U = 50 V

- drogi, którą pokonał koloid: x =

- czasu, w którym koloid pokonał drogę: t =


1. Obliczyć:

- stosunek przewodnictw właściwych koloidu (kol) do roztworu KCl (KCl):

kol/ KCl =

- natężenie pola elektrycznego:

kolKClKCl

kol ll

UE

- szybkość przesuwania się koloidu: v = x/t

- ruchliwość koloidu: u = v/E

- wartość potencjału elektrokinetycznego: o

u

przyjmując lepkość roztworu równą 0.001Pas i przenikalność ośrodka równą

80; wyprowadzić jednostkę potencjału w układzie SI.

2. Na podstawie otrzymanych wyników określić ładunek cząstki koloidalnej

i przedstawić jej budowę (rysunek).

3. Napisać reakcje zachodzące podczas hydrolizy roztworu FeCl3.

3. Opisać do jakich grup można zaliczyć badany koloid.

ĆWICZENIE 3

WYZNACZANIE TERMODYNAMICZNYCH

PARAMETRÓW REAKCJI CHEMICZNEJ

Z POMIARÓW SEM OGNIWA

WYMAGANIA:

- definicje i znaczenie praktyczne entalpii, entropii, entalpii swobodnej,

związki matematyczne między tymi funkcjami

- definicje elektrody, półogniwa, ogniwa

- ogniwa stężeniowe

- równanie Nernsta, SEM ogniwa, zależność od temperatury, ciśnienia,

stężenia

- standardowa elektroda wodorowa – jej budowa, zastosowanie

- równanie Gibbsa-Helmholtza

LITERATURA:

1. Libuś Z., Libuś W., Elektrochemia PWN, Warszawa 1987.

2. Chemia fizyczna - praca zbiorowa, PWN, Warszawa 1980.

3. Sobczyk L., Kisza A., Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN.

4. Bryłka J., Eksperymentalna chemia fizyczna, SGGW, Warszawa 1995.

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie zmian potencjału termodynamicznego,

entropii i entalpii reakcji chemicznej z pomiaru SEM ogniwa w zależności

od temperatury.

Z I zasady termodynamiki wiadomo, że praca wykonana przez układ

jest równa ciepłu pobranemu przez ten układ, pomniejszonemu o przyrost

energii wewnętrznej układu: W = Q – U

W przypadku, gdy:

a. cały układ posiada jednolitą i stałą temperaturę,

b. procesy zachodzące w układzie są odwracalne,

spełnione jest równanie: Q = TS,

gdzie S – przyrost entropii układu.

Jeżeli proces zachodzi przy stałym ciśnieniu, a zmianie ulega jedynie

objętość układu, to można napisać, że: W (praca netto wykonana przez

układ) = W – pV

Jeżeli ogniwo pracuje odwracalnie, to wykonuje ono pracę

maksymalną, a różnica potencjałów elektrod równa jest sile

elektromotorycznej ogniwa. Pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze

praca elektryczna jest równa zmianie entalpii swobodnej (G) zachodzącej

w ogniwie: Welektr = TS - U – pV = - G

i G = - nFE (1)

gdzie: nF – ładunek elektryczny [C], który przepłynął przez ogniwo

E – różnica potencjałów elektrod ogniwa (SEM ogniwa).

Zgodnie z równaniem Gibbsa-Helmholtza, wynikającym z II zasady

termodynamiki, w przypadku procesu odwracalnego, przy stałym ciśnieniu

i w stałej temperaturze:

STHT

GTHG

p

(2)

pT

EnFTHnFE

(3)

pp T

ETEnF

T

EnFTnFEH (4)

Z równania (4) wynika, że jeżeli siła elektromotoryczna ogniwa (E)

i współczynnik temperaturowy pT

E

są znane, to można obliczyć

zmianę entalpii dla reakcji zachodzącej w ogniwie. Z równań (2)-(4)

wynika, że:

pT

GS

(5)

oraz pT

EnFS

(6)

Precyzyjne pomiary zależności SEM od temperatury pozwalają

również na wyznaczenie różnicy pojemności cieplnych produktów

i substratów reakcji ogniwa. Zgodnie z prawem Kirchhoffa:

p

pT

HC

(7)

gdzie:

ΔCp – różnica molowych pojemności cieplnych produktów i substratów.

Obliczając tę pochodną z równania (4) otrzymuje się:

2

2

T

EnFTC p (8)

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA


1. Zbudować ogniwo: Ag,AgClHClHg2Cl2,Hg przez połączenie

elektrod za pomocą klucza elektrolitycznego. We wszystkich naczyniach

znajduje się 1 M HCl.

2. Zmierzyć siłę elektromotoryczną powyższego ogniwa za pomocą

woltomierza. Pomiary wykonać przy stałej temperaturze ustalonej za

pomocą termostatu.

3. Należy wykonać co najmniej 5 pomiarów co 5K.

UWAGA!

Po osiągnięciu ustalonej temperatury należy termostatować ogniwo przez

jeszcze ok. 10 min, aby osiągnąć te same warunki w całym układzie.


1. Napisać równania reakcji zachodzących na poszczególnych elektrodach

oraz całego procesu zachodzącego w ogniwie.

2. Obliczyć wartość SEM badanego ogniwa korzystając z literaturowych

wartości potencjałów standardowych półogniw.

3. Odszukać dane literaturowe zależności potencjałów badanych półogniw

w funkcji temperatury i wyznaczyć wartości literaturowe SEM=f(T)

w badanych temperaturach.

4. Wykreślić zależności SEM = f(T) (z danych eksperymentalnych

i literaturowych ) i z nachyleń otrzymanych prostych obliczyć pT

E

.

5. Z wartości SEM oraz pT

E

(eksperymentalnych i literaturowych)

obliczyć wartości G, H, S dla reakcji zachodzącej w ogniwie.

6. Korzystając z danych zawartych w Poradniku fizykochemicznym

Go298, H

o298, S

o298 oraz Cp, należy wyliczyć na podstawie prawa Hessa

G, H, S i różnicę molowych pojemności cieplnych dla omawianej

reakcji w temp. 298K, a następnie korzystając z prawa Kirchhoffa wyliczyć

wartości tych wielkości dla temperatur, w których mierzono SEM.

dTT

CSS

dTCHH

Tpo

T

T

po

T

298

298

298

298

GT = HT - TST

7. Wyniki obliczeń zestawić w tabeli i przedyskutować je:

T SEM H [kJ/mol] G [kJ/mol] S [J/mol K]

[K] [V] oblicz dośw teor oblicz dośw teor oblicz dośw teor

8. Obliczyć stałą równowagi K – reakcji przebiegającej w badanym ogniwie

i porównać z obliczoną teoretycznie.

9. Scharakteryzować badaną reakcję pod względem termodynamicznym

oraz porównać wartości SEM=f(T) doświadczalne i obliczone wg pkt 3.

ĆWICZENIE 4

TERMODYNAMIKA ROZTWORÓW ELEKTROLITÓW.

WYZNACZANIE ŚREDNICH JONOWYCH WSPÓŁCZYN-

NIKÓW AKTYWNOŚCI SIARCZANU MIEDZIOWEGO

WYMAGANIA:

- założenia teorii Debye'a-Hückela

- termodynamiczna interpretacja aktywności i współczynników aktywności

- metody wyznaczania współczynników aktywności

- ogniwa i ich podział

- zależność SEM ogniwa od stężeń reagentów oraz ciśnienia i temperatury

LITERATURA:

1. Sobczyk L., Kisza A., Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN,

Warszawa 1982.

2. Libuś W., Libuś Z., Elektrochemia, PWN, Warszawa 1975.

3. Sobczyk L., Kisza A., Chemia fizyczna dla przyrodników, PWN,

Warszawa 1981.


W ogniwie o schemacie:

Cu/Cu2+

, SO42-

/Hg2SO4,Hg

źródłem energii elektrycznej jest proces chemiczny:

Cu + Hg2SO4→ Cu2+

+ SO42-

+2Hg

Siła elektromotoryczna tego ogniwa wyraża się wzorem:

24

224

2lg2

303.20

SOCuSOCuffcc

F

RTESEM (1)

Gdy roztwór nie zawiera oprócz CuSO4 innych substancji, wówczas

spełniony jest warunek:

2/124

2

424

2

fffffff

cccc

SOCu

CuSOSOCu

Uwzględniając, że k = 2.303RT/F, równanie (1) można przedstawić jako:

20 lg2

fck

ESEM (2)

Po przekształceniu otrzymuje się równanie:

fkEckSEM o lglg (3)

Ponieważ SEM można zmierzyć, a stężenie jest znane na podstawie

sposobu przyrządzania roztworu, lewa strona równania (3), a zatem i jego

prawa strona, znana jest dla każdego stężenia c. W całym przedziale stężeń

obydwie strony równania można traktować jako pewną funkcję Ψ:

ckSEMc

ckSEM

lg)(

lg

(4)

Po przyjęciu, że: )(lim0

cEc

o

równanie (3) przybiera postać:

fkEc o lg)( (5)

Z powyższych rozważań wynika, że

1lim:,0)(lglim00

fczylifcc

Korzystając z granicznego prawa Debye’a-Hückela, które w tym przypadku

ma postać: 2/14lg cf (6)

otrzymuje się: 2/14lg)( cEckSEMc o (7)

Granica tej funkcji daje wartość Eo, zwaną standardową siłą

elektromotoryczną ogniwa. Jeżeli znana jest liczbowa wartość Eo, można

wyznaczyć średni jonowy współczynnik aktywności elektrolitu

dla dowolnego stężenia:

ck

SEMEf

o

lglg

(8)


PRZYGOTOWANIE ELEKTRODY MIEDZIOWEJ

Wlać roztwór CuSO4 (do elektrolizy) do 1/3 wysokości zlewki. Włożyć

elektrodę platynową, równolegle do miedzianych anod. Elektrody połączyć

z odpowiednimi biegunami zasilacza. Prowadzić elektrolizę prądem

o natężeniu 10 mA w czasie około 20 minut. Od czasu do czasu

kontrolować natężenie prądu, zwracając uwagę, aby jego wartość była stała.

Po zakończeniu elektrolizy elektrodę wyjąć, opłukać dokładnie i używać

do dalszych pomiarów.

Roztwór CuSO4 przelać z powrotem do butelki.


1. Do naczynia pomiarowego wlać 20 cm3 roztworu CuSO4 o stężeniu 0.1

mol/dm3 i włożyć do roztworu uprzednio przygotowaną elektrodę

miedziową.

2. Zbudować ogniwo z elektrody miedziowej i siarczanortęciowej,

połączyć obie elektrody kluczem elektrolitycznym napełnionym

nasyconym roztworem Na2SO4. Elektrody połączyć z woltomierzem i

odczytać wartość SEM.

3. Po odczytaniu wyniku, pipetą pobrać 10 cm3 roztworu z naczynia

pomiarowego i w jego miejsce wlać 10 cm3 wody destylowanej.

Po ustaleniu się SEM, odczytać jej wartość.

4. Rozcieńczenie i odczyt SEM należy wykonać 7 razy.

5. Po zakończeniu doświadczenia elektrodę miedziową rozpuścić w st.

HNO3.


1. Napisać reakcje zachodzące na elektrodach podczas elektrolizy.

2. Napisać reakcje zachodzące na elektrodach i sumaryczną reakcję

zachodzącą w ogniwie.

3. Na podstawie równania (4) obliczyć wartość funkcji (c).

4. Wykonać wykres zależności (c) od c .

5. Przez ekstrapolację (c) do wartości c = 0 odczytać wartość Eo.

6. Dla badanego ogniwa obliczyć Eo na podstawie wartości standardowych

potencjałów półogniw.

7. Obliczyć wartości średnich jonowych współczynników aktywności

z zależności (8).

8. Wykonać wykres zależności obliczonych współczynników aktywności

od stężenia CuSO4, na tym samym wykresie zamieścić literaturowe

wartości współczynników aktywności.

9. Napisać reakcję zachodzącą podczas rozpuszczania elektrody

miedziowej w kwasie azotowym.

10. Otrzymane wyniki umieścić w tabeli i przedyskutować je w odniesieniu

do wartości wyszukanych w literaturze.

Lp. c SEM (c) c lg c lgf f fliter.

1.

Eo

ĆWICZENIE 5

KOROZJA CHEMICZNA I ELEKTROCHEMICZNA METALI

WYMAGANIA:

- korozja – rodzaje korozji w zależności od mechanizmu, środowiska

i charakteru zniszczenia, mechanizm korozji elektrochemicznej

- wpływ różnych czynników na szybkość korozji

- metody ochrony przed korozją

- mechanizm korozji pod kroplą wodą

- pasywność metali i rola tego zjawiska w ochronie przed korozją

- wyjaśnienie poszczególnych wyników wykonywanego doświadczenia

LITERATURA:

1. Podstawy chemii, ćwiczenia laboratoryjne, skrypt – pr. zb. pod red. M.

Kucharskiego, Politechnika Białostocka 1998.

2. Pigoń K., Ruziewicz Z., Chemia fizyczna, PWN Warszawa 1986.

3. Podstawy chemii, pr. zb. pod kier. M. Tarasiewicza, Białystok, 1998.

4. Pazdro K., Chemia dla kandydatów na wyższe uczelnie.


I. Porównanie szybkości reakcji chemicznej i elektrochemicznej

po utworzeniu ogniwa galwanicznego

1. Do dwóch probówek wlać po ok. 3 cm3 kwasu siarkowego o stężeniu

1 mol/dm3 i wrzucić po jednej granulce cynku.

2. Analizować szybkość reakcji poprzez obserwowanie intensywności

wydzielania wodoru.

3. Granulkę cynku w jednej probówce zetknąć z drutem miedzianym.

4. Zwrócić uwagę na intensywność reakcji (szybkość i miejsce

wydzielania się wodoru).

5. Po dokonaniu obserwacji wyjąć drut miedziany z probówki.

6. Gdy szybkość wydzielania się wodoru w obydwu probówkach będzie

znów jednakowa, dodać do jednej z nich kilka kropel roztworu CuSO4.

7. Obserwować zmiany szybkości wydzielania wodoru oraz zabarwienie

roztworów.

Opracowanie wyników

Przedstawić na rysunku krótkozwarte ogniwa (galwaniczne) tworzące

się w czasie wykonywania ćwiczenia,

Napisać odpowiednie reakcje (anodowe i katodowe),

Dlaczego możliwe było wyparcie miedzi z roztworu jej soli działaniem

metalicznego cynku?

Czym różni się reakcja chemiczna (reakcja cynku z rozcieńczonym

kwasem siarkowym) od reakcji elektrochemicznej (zachodzącej

w ogniwie galwanicznym)?

II. Korozja elektrochemiczna pod kroplą elektrolitu

(w tlenowym ogniwie stężeniowym)

1. Blaszkę żelazną oczyścić papierem ściernym, przemyć wodą

destylowaną i wytrzeć bibułą do sucha.

1. Na czystą powierzchnię nanieść dużą kroplę o średnicy około 1 cm

przygotowanego odczynnika (otrzymanego ze zmieszania 100 cm3

roztworu NaCl o st. 0.1 M z 2 cm3 1 % roztworu heksacyjanożelazianu

(III) potasu i 0.5 cm3

1 % roztworu fenoloftaleiny).

2. Obserwować zmiany zachodzące w ciągu około 30 min. (blaszki nie

ruszać!)

Opracowanie wyników:

Wynik doświadczenia przedstawić na rysunku.

Wytłumaczyć, czym spowodowane jest wystąpienie odpowiednich

zabarwień.

Podać równania zachodzących procesów elektrochemicznych

i chemicznych.

III. Korozja blach stalowych (żelaznych) pokrytych innymi metalami.

1. Przygotować roztwór rozcieńczonego kwasu siarkowego (VI)

i heksacyjanożelazianu (III) potasu: do probówki odmierzyć 10 cm3

wody destylowanej, dodać 3-4 krople roztworu kwasu siarkowego

o stężeniu 1 mol/dm3 oraz około 1 cm

3 roztworu heksacyjanożelazianu

(III) potasu K3[Fe(CN)6].

2. Po wymieszaniu roztwór podzielić na dwie probówki, do jednej wrzucić

blaszkę ocynkowaną do drugiej ocynowaną.

3. Po 10-15 min. zanotować obserwacje.

4. Dodatkowo oddzielnie przeprowadzić reakcje jonów Fe2+

, Zn2+

z K3[Fe(CN)6].


Przedstawić na rysunku tworzące się ogniwa galwaniczne i napisać

odpowiednie reakcje.

Wyjaśnić, który z metali (cynk czy cyna) lepiej chroni powierzchnię

stali przed korozją w przypadku niewielkiego uszkodzenia warstwy

powlekającej.

IV. Zachowanie glinu w wodzie destylowanej

po usunięciu tlenkowej warstwy pasywującej powierzchnię.

1. Przygotować dwie blaszki aluminiowe.

2. Jedną blaszkę pozostawić, a drugą zanurzyć w roztworze NaOH

o stężeniu 2 mol/dm3, aż do intensywnego wydzielania wodoru (jest to

znak, że pasywna warstewka tlenkowa Al2O3 została usunięta

z powierzchni blaszki).

3. Blaszkę wyjąć, przepłukać wodą destylowaną, osuszyć bibułą

i umieścić w probówce z 1 % roztworem azotanu rtęci Hg(NO3)2.

4. Po 2 min. blaszkę wyjąć i przepłukać.

5. Przygotować dwie probówki z wodą destylowaną i umieścić w jednej

blaszkę poddaną obróbce, a w drugiej dla porównania blaszkę kontrolną

(pozostawioną na początku doświadczenia).


Napisać wszystkie zachodzące reakcje chemiczne.

Wyjaśnić dlaczego aluminium pokryte amalgamatem (tj. roztworem

glinu w rtęci) reaguje z wodą destylowaną.

V. Korozja chemiczna – badanie przyrostu warstwy tlenków żelaza (zendry)

na powierzchni metalu

1. Oczyszczoną blaszkę żelazną dokładnie zważyć na wadze analitycznej.

2. Zmierzyć za pomocą suwmiarki jej wielkość.

3. Ogrzewać blaszkę w płomieniu palnika gazowego przez 15 min.

z każdej strony.

4. Po ostudzeniu blaszkę zważyć ponownie.


Grubość warstwy zendry należy obliczyć ze wzoru:

2

43

2 O

OFe

M

M

dF

mx

gdzie:

Δm – przyrost masy próbki [g]

F – powierzchnia [cm2]

d – gęstość powstającego Fe3O4 [5.18 g/cm3]

M – masa molowa.

Zapisać reakcje zachodzące na powierzchni.

Obliczyć % przyrostu masy blaszki.

VI. Wykrywanie metali: miedzi, niklu, ołowiu, żelaza w różnych

przedmiotach metodą analizy elektrograficznej.

Do wszystkich prób aparaturę zestawia się w ten sam sposób, jedyna

różnica to stosowanie reakcji barwnej, odczynnik i ewentualnie rodzaj

elektrolitu.

1. Ujemny biegun płaskiej baterii o napięciu 4.5 V połączyć z płytką

metalową.

W celu zwiększenia napięcia łączy się dwie baterie szeregowo

lub stosuje zasilacz z regulacją napięcia (max 9 V).

2. Na płytce położyć bibułę nasączoną roztworem elektrolitu wraz

z wywołującym odczynnikiem (charakterystycznym dla danego kationu).

Pamiętać, aby elektrolit nie wyciekał z bibuły; wystarczy, że podłoże jest

tylko wilgotne.

Zwykle używany jest elektrolit chlorkowy, np. roztwór NaCl o stężeniu

3-5 %. Chlorki powodują korozję anodową ze względu na powstawanie

wolnego chloru oraz tworzenie kompleksów chlorkowych.

3. Badaną próbkę przycisnąć do bibuły metalowym bolcem połączonym

z dodatnim biegunem baterii. Dla stwierdzenia obecności danego metalu

w próbce czas elektrolizy wynosi 30-60 sekund.

4. Po zdjęciu próbki można od razu obserwować wynik reakcji lub poddać

bibułę działaniu odczynnika w celu wywołania efektu barwnego.

NIKIEL

Odczynniki:

1 % alkoholowy roztwór dimetyloglioksymu

5% roztwór chlorku amonu lub innych soli, np. KCl czy NaCl

5% roztwór amoniaku

Obecność niklu najlepiej wykryć w stopie, z którego wykonane są monety

o nominałach 10 gr, 20 gr, 50 gr. Jest to miedzionikiel.

MIEDŹ

Odczynniki:

5% roztwór heksacyjanożelazianu(II) potasu.

Obecność miedzi najlepiej wykryć w stopie, z którego wykonane są monety

o nominałach 1 gr, 2 gr, 5 gr.

OŁÓW

Odczynniki:

1-2% roztwór chromianu potasu z niewielkim dodatkiem kwasu octowego

Obecność ołowiu najlepiej wykryć np. w ołowianej taśmie lub ciężarku

wędkarskim.

ŻELAZO

Odczynniki:

5% roztwór heksacyjanożelazianu (III) potasu z niewielkim dodatkiem

kwasu octowego i chlorku sodu

Obecność żelaza wykrywamy np. w stalowej nakrętce.

We wszystkich przeprowadzonych doświadczeniach zapisać obserwacje

oraz reakcje, które zaszły podczas analizy.

ĆWICZENIE 6

WYZNACZANIE MOMENTÓW DIPOLOWYCH

WYMAGANIA:

- właściwości elektryczne cząsteczek

- moment dipolowy – definicja, jednostki, metody pomiaru

- graficzne wyznaczanie momentu dipolowego cząsteczek

- trwały moment dipolowy i moment indukowany

- polaryzacja dielektryczna, polaryzowalność, polaryzacja molowa

- zjawisko relaksacji

- polaryzacja a refrakcja

- przenikalność dielektryczna – metoda wyznaczania

- jednostki wielkości liczonych w ćwiczeniu (SI)

LITERATURA:

1. Sobczyk L., Kisza A., Chemia fizyczna dla przyrodników.

2. Drapała T., Chemia fizyczna z zadaniami.

3. Pigoń K., Ruziewicz Z., Chemia fizyczna.

4. Sobczyk L., Kisza A., Eksperymentalna chemia fizyczna.


CZĘŚĆ A.

I. Wyznaczanie przenikalności dielektrycznej i polaryzacji właściwej

badanych roztworów przy użyciu mostka RLCG.


1. Zmierzyć pojemność kondensatora wypełnionego powietrzem – Co.

2. Zmierzyć pojemność kondensatora z cieczą wzorcową – Cw.

3. Zmierzyć pojemność kondensatora z cieczami badanymi – Cb.

II. Wyznaczanie współczynnika załamania światła badanych cieczy.

Zmierzyć współczynniki załamania światła badanych cieczy przy użyciu

refraktometru.


1. Obliczyć przenikalność dielektryczną badanych substancji wg wzoru:

11

w

ow

ob

CC

CC (1)

2. Obliczyć wartość polaryzacji molowej wg wzoru:

13

2

1

molm

d

MP

(2)

- przenikalność dielektryczna badanej substancji; M - masa molowa

[kg/mol]; d - gęstość substancji [kg/m3]

3. Obliczyć wartość refrakcji molowej:

13

2

2

2

1

molm

d

M

n

nR (3)

3. Na podstawie otrzymanych wyników obliczyć wartości momentów

dipolowych badanych substancji, wyprowadzić jednostkę:

RPN

Tk

o

o

9

(4)

k - stała Boltzmana, No - liczba Avogadro, o - stała dielektryczna próżni

4. Otrzymane wyniki zestawić w tabeli:

ciecz

badana

C

[pF]

M

[kg/mol]

d

[kg/m3]

n P

[m3/mol]

R

[m3/mol]

5. Na podstawie otrzymanych wartości podać budowę cząsteczek,

narysować momenty wiązań.

6. Otrzymane dane zebrać w tabeli, porównać je z danymi literaturowymi:

Badana

ciecz

Przenikalność dielektryczna

Literat. Obliczona

Moment dipolowy

Literat. Obliczony

[Cm] [D]

CZĘŚĆ B.

I. Wyznaczanie przenikalności dielektrycznej i polaryzacji właściwej

badanych roztworów

1. Sporządzić 6 roztworów substancji polarnej w niepolarnym

rozpuszczalniku o następujących ułamkach molowych: x = 0; 0.05, 0.1;

0.15; 0.2; 0.25.

O układ do badań należy wcześniej zapytać prowadzącego.

Należy policzyć objętość substancji polarnej (V1) i niepolarnej (V2)

jaką należy użyć do przygotowania roztworów podanych w punkcie

1, tak aby sumaryczna objętość roztworu wynosiła 28 cm3.

2. Zmierzyć pojemność kondensatora wypełnionego powietrzem, cieczą

wzorcową i roztworami badanej substancji. (można wykorzystać wartości

wyznaczone w części A).

Roztwory stosowane do badań dielektrycznych stosować nadal

do badań refraktometrycznych.

II. Wyznaczenie współczynników załamania światła badanej substancji

1. Dla wszystkich badanych cieczy wartości współczynnika załamania

światła wyznaczyć za pomocą refraktometru.

2. Zmierzyć również współczynnik załamania światła czystej substancji

niepolarnej.


1. Obliczyć przenikalność dielektryczną roztworów zawierających badaną

substancję wg wzoru (1).

2. Stosując zasadę addytywności obliczyć gęstość badanych roztworów,

zakładając, że objętość cieczy na skutek zmieszania nie zmieni się:

12 1 1 2 2d d x d x

3. Obliczyć polaryzację właściwą poszczególnych mieszanin:

1212

1

2

1

dP

4. Obliczyć wartość refrakcji molowej:

d

M

n

nR

2

1

2

2

gdzie: 1 1 2 2M M x M x .

5. Wyniki pomiarów i obliczeń umieścić w tabeli:

Nr

Związek

polarny

[cm3/kg]

Rozpusz-

czalnik

[cm3/kg]

x1 x2 d

[kg/m3]

M

[kg/mol] ε

R

[m3/mol]

P

[m3/kg]

6. Korzystając z wartości polaryzacji właściwej sporządzić wykres P=f(x),

gdzie: x - ułamek molowy badanej substancji polarnej.

7. Ekstrapolując wykres do wartości x = 1 wyznaczyć wartość polaryzacji

właściwej.

8. Obliczyć wartość polaryzacji molowej.

9. Obliczyć moment dipolowy substancji polarnej, korzystając z rów. (4).

Porównać otrzymaną wartość z danymi literaturowymi i przedyskutować

wyniki.

Dane muszą mieć wymiar zgodny z układem SI.

ĆWICZENIE 7

BUDOWA I UŻYTKOWANIE

CHEMICZNYCH ŹRÓDEŁ PRĄDU

WYMAGANIA:

- ogniwo, budowa

- podział ogniw, rodzaje ogniw

- sposoby łączenia ogniw

- historia ogniw

- akumulatory - procesy ładowania i rozładowania

- wady i zalety ogniw i akumulatorów

- ogniwa paliwowe - historia LITERATURA:

1. T. Chmielniak, "Technologie energetyczne”

2. A. Czerwiński, „Akumulatory, baterie, ogniwa”, WKL 2005

3. Z. Rogulski, A. Czerwiński, Zbiórka i recykling akumulatorów i baterii

w Europie, cz. I, Przemysł Chemiczny, 83(4) (2004) 180-185

4. Z. Rogulski, A. Czerwiński, Zbiórka i recykling akumulatorów i baterii

w Europie, cz. II, Przemysł Chemiczny, 84(4) (2004) 230-233


Klasyczne ogniwo Leclanche'go jeszcze do niedawna stanowiło

najpopularniejszy typ chemicznego źródła prądu do użytku domowego.

Skonstruował je w 1866 r. francuski inżynier Georges Leclanche. Pierwotne

ogniwo składało się z naczynia, do którego wstawiono elektrodę cynkową

(anoda ogniwa) oraz pojemnik z porowatego materiału (np. niepolerowanej

porcelany). W pojemniku znajdował się wilgotny proszek tlenku manganu

(IV) zmieszany z pyłem grafitowym oraz grafitowy pręt (katoda).

Zewnętrzne naczynie wypełnione było stężonym wodnym roztworem

chlorku amonu, który przenikał do przestrzeni katodowej.

W ogniwie Leclanchego przebiegają następujące reakcje elektrodowe:

A(-): Zn → Zn2+

+ 2e

K(+): 2MnO2 + 2H2O + 2e → 2MnO(OH) + 2OH-

Produkty procesów elektrodowych ulegają dalszym przemianom i reagują

z pozostałymi składnikami mieszaniny wypełniającej ogniwo:

NH4+ + OH

- →NH3 + H2O

Zn2+

+ 2NH3 → [Zn(NH3)2]2+

Zn2+

+ 4NH3 → [Zn(NH3)4]2+

Dla przykładu można zaproponować sumaryczny zapis:

Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 → [Zn(NH3)2]Cl2 + 2MnO(OH)

Napięcie ogniwa wynosi ok. 1.5 V, a czerpany prąd ma natężenie ok. 100

mA.

Wadą konstrukcyjną takiego ogniwa była konieczność stosowania

ciekłego elektrolitu i stało się to bodźcem do skonstruowania "suchej"

wersji ogniwa. Carl Gassner zastąpił ciekły roztwór chlorku amonu

mieszaniną tej soli z wilgotnym pyłem gipsowym (obecnie stosuje się kleik

skrobiowy lub żel krzemionkowy). Współczesne ogniwo ma postać

cynkowego kubka wypełnionego wilgotna pastą zawierającą m.in. NH4Cl

i MnO2. W środku konstrukcji znajduje się grafitowy pręt oddzielony

od cynku izolatorem. Całość konstrukcji jest uszczelniona, by zapobiec

parowaniu wody oraz wyciekaniu elektrolitu. Schemat ogniwa jest

następujący:

(-) Zn| NH4Cl(aq), MnO2 |C (+)

Ogniwo Leclanchego modyfikowano w celu zwiększenia jego trwałości

i pojemności. Dodatek chlorku cynku do pasty wypełniającej kubek

powoduje wydłużenie czasu pracy ogniwa oraz możliwość czerpania prądu

o większym natężeniu.

Rynek ogniw jednorazowego użytku zrewolucjonizowało wynalezienie

w 1955 r. ogniwa alkalicznego. Ogniwo alkaliczne różni się budową od

wynalazku Leclanchego. Nie ma w nim grafitowego pręcika ani cynkowego

kubka. Obie elektrody są w postaci wilgotnych, odseparowanych od siebie

past, składających się z substancji zagęszczających oraz reagentów. Katodą

jest mieszanina tlenku manganu (IV) z pyłem grafitowym, natomiast anodą

– pył cynkowy z dodatkiem wodorotlenku sodu. Kontakty elektryczne

stanowią metalowy kubek (katoda) oraz drut (anoda). Procesy elektrodowe

przebiegają identycznie, jak w przypadku ogniwa Leclanchego:

A(-): Zn → Zn2+

+ 2e

K(+): 2MnO2 + 2H2O + 2e → 2MnO(OH) + 2OH-

Zachodzą również kolejne reakcje:

Zn2+

+ OH- → Zn(OH)2

Zn(OH)2 + 2OH- → [Zn(OH)4]

2-

Schemat ogniwa zapisuje się następująco (M – metalowe elementy

zapewniające kontakt elektryczny):

(-) M Zn, KOH(aq)| MnO2,C M (+)

Proces przebiegający w ogniwie przedstawia równanie:

Zn + 2MnO2 + 2H2O → Zn(OH)2 + 2MnO(OH)

Ogniwa alkaliczne mają lepsze właściwości użytkowe w porównaniu z

ogniwami Leclanchego, przede wszystkim ze względu na możliwość

czerpania prądu o większym natężeniu (ok. 300 mA) oraz dłuższy czas

życia.

Zarówno ogniwa Leclanchego jak i alkaliczne są ogniwami

jednorazowymi, czyli po wyczerpaniu nie nadają się do naładowania.

Powodem jest zachodzenie innych reakcji podczas pracy (rozładowania)

oraz elektrolizy (ładowania ogniwa).

Ogniwa Leclanchego oraz alkaliczne są coraz częściej zastępowane

przez akumulatory. Mimo wyższej ceny i konieczności zakupu

odpowiedniej ładowarki jest to inwestycja opłacalna, która szybko się

zwraca.


I. Rozdzielanie składników ogniwa Leclanch'ego

Sprzęt i odczynniki: Ogniwo Leclanche'go, szczypce, nożyce do metalu,

rękawice ochronne, zlewka z wodą, palnik, zestaw do sączenia.

1. Rozpocząć od zdjęcia ochronnej powłoki (wykonanej z metalu lub folii

z tworzywa sztucznego) z nadrukowanymi informacjami.

2. Przy pomocy szczypców wyciągnąć grafitowy pręcik (gotowa elektroda

grafitowa).

3. Rozciąć cynkowy kubek, a następnie wyjąć zawartość.

Wypełniająca obudowę masa ma konsystencję gęstego ciasta oraz

ciemny kolor (zawiera m.in. MnO2 zmieszany z pyłem grafitowym).

4. Wydobytą zawartość ogniwa ogrzewać w zlewce z niewielką ilością

wody destylowanej (do 50 cm3 na wypełnienie jednego "paluszka"),

a następnie przesączyć.

W dalszych eksperymentach oddzielnie zbadany zostanie przesącz

i osad.

UWAGA: Rozbiórkę przeprowadzić na tacy, aby uniknąć zabrudzenia stołu

laboratoryjnego zawartością ogniwa. W celu zabezpieczenia przed

skaleczeniem ostrymi krawędziami rozcinanej obudowy metalowej używać

rękawic ochronnych.

II. Wykrywanie NH4Cl w przesączu

Sprzęt i odczynniki: przesącz otrzymany w doświadczeniu 1, roztwór

azotanu (V) srebra, roztwór wodorotlenku sodu, roztwór amoniaku,

papierek uniwersalny.

1. Do próbki przesączu dodać roztwór AgNO3. Powstały osad podzielić na

dwie części. Jedną porcję wystawić na działanie światła słonecznego, a do

drugiej dodać roztwór amoniaku.

2. Do przesączu w probówce dodać roztwór NaOH (można również wrzucić

granulkę wodorotlenku), a u jej wylotu umieścić zwilżony wodą papierek

uniwersalny.

III. Wykrywanie związków manganu w osadzie

Sprzęt i odczynniki: osad otrzymany w doświadczeniu 1, tlenek ołowiu (IV)

PbO2, stężony roztwór kwasu azotowego (V).

1. Porcję osadu umieścić w probówce, do której następnie dodać szczyptę

PbO2 i ok. 1 cm3 stężonego roztworu HNO3.

2. Po ostrożnym ogrzaniu do wrzenia czekać, aż zawartość wystygnie

i dodać kilka cm3 wody.

3. Można również przeprowadzić doświadczenie z wodą utlenioną.

Burzliwy rozkład H2O2 katalizowany jest przez tlenek manganu.

IV. Badanie składników ogniwa alkalicznego

Sprzęt i odczynniki: ogniwo alkaliczne, szczypce, nożyce do metalu,

rękawice robocze, papierek uniwersalny, palnik, szkło kobaltowe.

1. Rozciąć ogniwo podobnie jak w doświadczeniu 1.

Widoczna jest jego wewnętrzna struktura: jasna masa tworząca anodę

oraz otaczająca ją ciemna warstwa (katoda ogniwa). Elektrody

odseparowane są od siebie papierową przeponą.

2. Odrobinę jasnej substancji przenieść na papierek uniwersalny

i zwilżyć kroplą wody.

3. Następnie identyczną próbkę przykleić do zwilżonego wodą

destylowaną drucika żelaznego i wprowadzić do płomienia palnika.

Obserwować zabarwienie płomienia.

V. Badanie składników ogniwa litowo-manganowego

Sprzęt i odczynniki: ogniwo CR2032, szczypce, palnik, zlewka, papierek

uniwersalny.

1. Zdemontować ogniwo (wystarczy ścisnąć szczypcami).

Wewnątrz widoczne są szczegóły konstrukcji: metalowe części tworzące

obudowę, czarna sprasowana warstwa, porowaty separator oraz izolujący

pierścień z tworzywa sztucznego. Na mniejszym fragmencie obudowy

znajduje się metaliczna warstwa, szybko ciemniejąca na powietrzu.

2. Końcem żelaznego drucika nabrać nieco miękkiego metalu

i wprowadzić do płomienia palnika. Obudowę z resztą metalu wrzucić do

zlewki z wodą, a po roztworzeniu naniesionej warstwy zbadać odczyn

roztworu papierkiem uniwersalnym.


1. We wszystkich przeprowadzonych doświadczeniach zapisać obserwacje.

2. Zapisać reakcje zachodzące podczas wykonywania doświadczenia.

3. Zapisać schematy badanych ogniw.

4. Wyciągnąć wnioski z przeprowadzonych badań.

ĆWICZENIE 8

BADANIE ZJAWISK ZACHODZĄCYCH NA GRANICY FAZ

METAL-ROZTWÓR ELEKTROLITU.

INTERPRETACJA KRZYWEJ ELEKTROKAPILARNEJ

WYMAGANIA:

- teorie dotyczące budowy podwójnej warstwy elektrycznej (Helmholtza,

Chapmana-Gouy'a, Sterna, Grahama)

- napięcie międzyfazowe - definicja oraz metody pomiaru

- wyprowadzenie wzoru na napięcie międzyfazowe

- zjawisko elektrokapilarności - definicja

- krzywa elektrokapilarna - pełna interpretacja

- równanie Lippmana

- elektrody doskonale polaryzowalne - definicja, przykłady

- adsorpcja specyficzna - charakterystyka zjawiska

- jednostki wielkości liczonych w ćwiczeniu (SI)

LITERATURA:

1. Sobczyk L., Kisza A., Eksperymentalna chemia fizyczna.

2. Koryta J., Dvorak J., Bohackova V., Elektrochemia.

3. Libuś Z., Libuś W., Elektrochemia.

3. Galus Z. (red.), Elektroanalityczne metody wyznaczania stałych

fizykochemicznych.

4. Szyszko E., Instrumentalne metody analityczne.

5. Galus Z., Teoretyczne podstawy elektroanalizy chemicznej.

WYKONANIE POMIARÓW

Zachować szczególną ostrożność przy pracy z rtęcią.

Przygotować papier milimetrowy do nanoszenia punktów bezpośrednio

po pomiarze (wykres t=f(E)).

WERSJA A.

1. Do naczynia pomiarowego wlać wodę destylowaną i zanurzyć w nim

pionowo kapilarę z rtęcią tak, aby nie dotykała dna naczynia ani jego

ścianek. Zbiornik z rtęcią, połączony z kapilarą, ustawić na takiej

wysokości, aby czas trwania 10 kropli wynosił ok. 30 sekund. Pomiar czasu

trwania wykonać trzykrotnie i obliczyć wartość średnią. Wysokość

zbiornika podczas kolejnych pomiarów nie może się zmieniać.

2. Wylać wodę z naczynia i wlać 1 M roztwór np. KF. Włożyć kapilarę,

starając się umocować ją tak jak poprzednio. Połączyć KER (kroplowa

elektroda rtęciowa) - przez kontakt w zbiorniku rtęci - z ujemnym biegunem

źródła napięcia. Końce mostka elektrolitycznego opłukać wodą

destylowaną przed włożeniem do roztworu KF.

3. Zmieniać napięcie polaryzacji w granicach od 0 V do -1.5 V (co 0.15 V)

poprzez obrót pokrętła zasilacza. Pomiar czasu trwania 10 kropli wykonać

trzykrotnie dla każdej wartości przyłożonego potencjału.

(Przyłożone napięcie równe jest potencjałowi KER względem NEK, która

w tych warunkach nie ulega praktycznie polaryzacji i nie zmienia swojego

potencjału).

4. Zmienić roztwór w naczyniu na KJ i powtórzyć pomiary czasu trwania

10 kropli, zmieniając napięcie polaryzacji jak w punkcie 3.

5. Po skończeniu pomiarów kapilarę umieścić w naczyniu z wodą

destylowaną. Rtęć z naczynia pomiarowego wylać do naczynia ze zlewkami

rtęci, końce mostka elektrolitycznego umieścić w naczyniu z nasyconym

roztworem KCl.


1. Wartość napięcia międzyfazowego na granicy faz rtęć-roztwór

elektrolitu (dla danego potencjału KER) obliczyć z zależności:

wt

t 375.0

gdzie:

0.375 N/m - napięcie międzyfazowe na granicy faz rtęć-woda,

tw - czas trwania 10 kropli rtęci w wodzie,

t - czas trwania 10 kropli rtęci w roztworze elektrolitu, przy danym

napięciu polaryzacji.

2. Wykreślić krzywe elektrokapilarne dla badanych roztworów

(na jednym rysunku).

3. Wyznaczyć potencjał zerowego ładunku (styczne).

4. Wyznaczyć gęstość ładunku dla różnych potencjałów (pochodna

napięcia międzyfazowego względem potencjału).

5. Sporządzić wykresy qM

= f(E) dla badanych roztworów.

6. Wyznaczyć wartość pojemności różniczkowej [F∙cm-2

] (II pochodna

napięcia międzyfazowego względem potencjału) – jednostki.

7. Sporządzić wykres zależności C = f(E) badanych roztworów.

8. Na podstawie otrzymanych wyników określić zjawiska zachodzące na

granicy faz rtęć-woda w obecności KJ i KF.

9. Porównać wyznaczone wartości potencjału zerowego ładunku (różnymi

sposobami) z danymi literaturowymi (umieścić w tabelce).

WERSJA B.

1. Do naczynia pomiarowego wlać wodę destylowaną i zanurzyć w nim

pionowo kapilarę z rtęcią tak, aby nie dotykała dna naczynia ani jego

ścianek. Zbiornik z rtęcią, połączony z kapilarą, ustawić na takiej

wysokości, aby czas trwania 10 kropli wynosił ok. 30 sekund. Pomiar czasu

trwania wykonać trzykrotnie i obliczyć wartość średnią. Wysokość

zbiornika podczas kolejnych pomiarów nie może się zmieniać.

2. Wylać wodę z naczynia i wlać 1 M roztwór np. KF. Włożyć kapilarę,

starając się umocować ją tak jak poprzednio. Połączyć KER (kroplowa

elektroda rtęciowa) - przez kontakt w zbiorniku rtęci - z ujemnym biegunem

źródła napięcia. Końce mostka elektrolitycznego opłukać wodą

destylowaną przed włożeniem do roztworu KF.

3. Zmieniać napięcie polaryzacji w granicach od 0 V do -1.5 V (co 0.15 V)

poprzez obrót pokrętła zasilacza. Pomiar czasu trwania 10 kropli wykonać

trzykrotnie dla każdej wartości przyłożonego potencjału.

(Przyłożone napięcie równe jest potencjałowi KER względem NEK, która

w tych warunkach nie ulega praktycznie polaryzacji i nie zmienia swojego

potencjału).

4. Przygotować roztwory o zmiennym stężeniu roztworu wyjściowego:

0.1 M i 0.01 M. Zmienić roztwór w naczyniu na badany i powtórzyć

pomiary czasu trwania 10 kropli, zmieniając napięcie polaryzacji (jak

w punkcie 3).

5. Po skończeniu pomiarów kapilarę umieścić w naczyniu z wodą

destylowaną. Rtęć z naczynia pomiarowego wylać do naczynia ze zlewkami

rtęci, końce mostka elektrolitycznego umieścić w naczyniu z nasyconym

roztworem KCl.


1. Wartość napięcia międzyfazowego na granicy faz rtęć-roztwór

elektrolitu (dla danego potencjału KER) obliczyć z zależności:

wt

t 375.0

gdzie:

0.375 N/m - napięcie międzyfazowe na granicy faz rtęć-woda,

tw - czas trwania 10 kropli rtęci w wodzie,

t - czas trwania 10 kropli rtęci w roztworze elektrolitu, przy danym

napięciu polaryzacji.

2. Wykreślić krzywe elektrokapilarne dla badanych roztworów

(na jednym rysunku).

3. Wyznaczyć potencjał zerowego ładunku (styczne).

4. Wyznaczyć gęstość ładunku dla różnych potencjałów (pochodna

napięcia międzyfazowego względem potencjału).

5. Sporządzić wykresy qM

= f(E) dla badanych roztworów.

6. Wyznaczyć wartość pojemności różniczkowej [F∙cm-2

] (II pochodna

napięcia międzyfazowego względem potencjału) – jednostki.

7. Sporządzić wykres zależności C = f(E) badanych roztworów.

8. Na podstawie otrzymanych wyników określić wpływ stężenia

na krzywą elektrokapilarną.

9. Porównać wyznaczone wartości potencjału zerowego ładunku (różnymi

sposobami) z danymi literaturowymi (umieścić w tabelce).

ĆWICZENIE 9

ADSORPCJA NA GRANICY FAZ ROZTWÓR-GAZ.

IZOTERMA ADSORPCJI GIBBSA

WYMAGANIA:

- definicje napięcia powierzchniowego, jednostki

- metody pomiaru napięcia powierzchniowego (kapilarnego wzniesienia,

kroplowa, odrywania pierścienia, maksymalnego ciśnienia baniek)

- wpływ temperatury na wartość napięcia powierzchniowego czystych

cieczy i roztworów substancji powierzchniowo czynnych

- napięcie powierzchniowe roztworów (substancje kapilarnie lub

powierzchniowo czynne, równanie Szyszkowskiego, reguła Traubego,

elektrolity koloidalne)

- nadmiar powierzchniowy i sposoby jego wyrażania

- równanie adsorpcji Gibbsa, adsorpcja dodatnia i ujemna

- obliczanie adsorpcji z równania izotermy Gibbsa

LITERATURA:

1. Ościk J., Adsorpcja, PWN, Warszawa 1983.

Należy policzyć objętość wody (V1) i alkoholu (V2) jakie należy użyć

do przygotowania roztworów wodnych o zawartości alkoholu: 0, 5, 10,

20, 30, 40, 50, 60, 70, 80, 90, 100 % w/w, tak aby sumaryczna objętość

roztworu wynosiła 50 cm3.


1. Stalagmometr osuszyć acetonem.

2. Zważyć puste, suche naczynka z przykrywkami.

3. Stopkę stalagmometru zanurzyć w badanym roztworze (zaczynając od

najniższego stężenia), przepłukać kapilarę badanym roztworem.

4. Stalagmometr napełnić ponownie badanym roztworem.

5. Podstawić naczynko pod stopkę stalagmometru i zebrać 20 kropli

roztworu wypływających ze stalagmometru z szybkością ok. 1 kropli na 5

sekund. Pomiary wykonać trzykrotnie. Zważyć naczynka z roztworem

(przykryte przykrywkami).

6. Po zakończeniu pomiarów stalagmometr i naczynka przepłukać wodą

destylowaną.

7. Wyniki pomiarów przedstawić w tabeli zamieszczonej w protokole.

Należy uważać aby badana ciecz nie dostała się do gruszki!


1. Znając średnią masę kropli obliczyć objętość kropli dla każdego

badanego roztworu (gęstość poszczególnych roztworów odczytać z Tabeli I

lub Poradnika Fizykochemicznego).

2. Policzyć napięcie powierzchniowe według wzoru: __

m gf

r

gdzie: ___

m – średnia masa kropli,

g – przyspieszenie ziemskie,

r – promień kapilary stalagmometru (0.00365 m),

f – współczynnik korekcyjny będący funkcją ilorazu 3r / v (objętość

kropli).

Wartości funkcji 3ff r / v umieszczono w Tabeli III.

3. Przeliczyć podane procenty wagowe na ułamki molowe alkoholu (x2).

4. Na podstawie danych doświadczalnych i literaturowych, umieszczonych

w Tabeli II, sporządzić wykresy = f(x2) uzupełniając dane doświadczalne

o dwa dodatkowe punkty (dla czystej wody oraz dla czystego metanolu).

5. Zróżniczkować otrzymane zależności. Dla x2[0] = 0 wartość 12 = 0.

6. Obliczyć wartość nadmiaru powierzchniowego Gibbsa dla każdego

stężenia x2 ze wzoru (podstawiając za T = 293K):

1 2

2

2

x

RT x

7. Wykreślić przebieg izotermy nadmiarowej Gibbsa dla każdego stężenia 12 =f(x2) uwzględniając dodatkowo zerową wartość nadmiaru

powierzchniowego dla stężenia metanolu = 0.

8. Wyniki umieścić w tabeli:

% x2 3r / v f 2/ x 1

2

dośw teor dośw teor dośw teor

0

5

…

9. Zinterpretować otrzymane wyniki.

Tabela I. Gęstości wodnych roztworów metanolu w zależności od stężenia,

T = 20˚C

% wag.

metanolu 5 10 20 30 40 50 60 70 80 90

gęstość

[g/cm3] 0.9912 0.9815 0.9666 0.9515 0.9345 0.9156 0.8946 0.8715 0.8469 0.8202

Tabela II. Napięcie powierzchniowe wodnych roztworów metanolu,

T = 20˚C

% wag.

metanolu 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

[mN/m] 72.01 56.18 47.21 41.09 36.51 32.86 29.83 27.48 25.54 23.93 22.51

Tabela III: Współczynniki korekcyjne f dla określonych wartości 3r / .

Jeżeli wartość ilorazu 3r / jest większa niż 1.21, współczynnik f należy obliczyć

ze wzoru:

f = 0.14782 + 0.27896x - 0.166x2

podstawiając za x obliczoną wartość 3r / .

ĆWICZENIE 10

WYZNACZANIE RÓWNOWAŻNIKA

ELEKTROCHEMICZNEGO MIEDZI I CYNKU

ORAZ STAŁEJ FARADAYA

WYMAGANIA:

- zjawisko elektrolizy i prawa nią rządzące

- dysocjacja i rekombinacja jonów w elektrolicie oraz stopień dysocjacji

- mechanizm przewodnictwa elektrycznego elektrolitów oraz prawo Ohma

dla elektrolitów

- równoważnik chemiczny i elektrochemiczny pierwiastka, stała Faradaya,

i jednostki w układzie SI

- metoda wyznaczania równoważnika elektrochemicznego metalu

- zastosowanie praktyczne zjawiska elektrolizy

LITERATURA:


2. Penkala T., Podstawy chemii ogólnej, PWN, Warszawa

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie równoważnika chemicznego miedzi

i cynku, sprawdzenie słuszności praw elektrolizy Faradaya


1. Zestawić obwód według schematu podanego przez prowadzącego.

2. Do naczyń wlać elektrolity.

3. Za pomocą suwmiarki dokonać pomiaru wielkości elektrod.

4. Zważyć elektrody i zanotować ich dokładną masę – mo.

5. Opłukać elektrody wodą destylowaną.

6. Zamontować elektrody w odpowiednich uchwytach.

7. Włączyć układ pomiarowy włącznikiem i ustawić podaną przez

prowadzącego wartość natężenia prądu I.

8. Po zakończeniu pomiaru wyjąć katodę. Opłukać wodą zakwaszoną

H2SO

4 nad zlewem, osuszyć i ponownie zważyć.

9. Rozłączyć układ pomiarowy.

10. Wyniki pomiarów wpisać do tabeli:


Charakterystyka metali wykorzystywanych w ćwiczeniu:

1. Obliczyć całkowity ładunek Q, który przepłynął przez obwód podczas

trwania elektrolizy:

tIQ

2. Obliczyć równoważnik elektrochemiczny miedzi kCu korzystając z I

prawa elektrolizy:

Q

mk

Cu

3. Obliczyć stałą Faradaya

Cu

Cu

k

RF

4. Obliczyć grubość osadzonej na katodzie warstwy miedzi zakładając,

że została ona osadzona równomiernie na powierzchni o wymiarach

….. x ……. cm.

5. Analogiczne obliczenia wykonać dla cynku, obliczając równoważnik

elektrochemiczny oraz grubość osadzonej warstwy cynku

(uwzględniając wymiary blaszki).

7. Sprawdzić zgodność wyniku z wartościami tablicowymi.

Elektroda mo m1 m I t

Cu

Zn

Metal M kg/mol d kg/m3 R kg [10

-3]

Cu 0.063546 860 31.78

Zn 0.06539 714 32.69

8. Sprawdzić słuszność II prawa elektrolizy:

2

1

2

1

2

1

R

R

k

k

m

m

9. Rachunek błędów pomiarowych przeprowadzić metodą różniczki

logarytmicznej:

- dla równoważnika elektrochemicznego:

t

t

I

I

m

m

k

k

- dla stałej Faradaya podobnie, zauważając, że:

k

k

F

F

.

Maksymalna wartość błędu pomiaru natężenia prądu wynosi ±…. A

(± 0… mA). Stoper mierzy czas przepływu prądu z błędem ± 0.01 s

Znając wartości błędów względnych obliczyć następnie błędy

bezwzględne mierzonych wielkości k i F i zestawić je, odpowiednio,

z otrzymanymi wartościami k i F.

Documents

ĆWICZENIE 1 ZJAWISKA ZACHODZĄCE NA GRANICY FAZ … · CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA PRZYGOTOWANIE ELEKTRODY MIEDZIOWEJ Wlać roztwór CuSO 4 (do elektrolizy) do 1/3 wysokości zlewki