Sprawozdanie zbiorcze.

1. Wstęp teoretyczny

Termodynamiczna stała równowagi opisuje stan, w którym prędkości procesów

biegnących w przeciwnych kierunkach są sobie równe, a zmiana potencjału termodynamicznego DG = 0. Przyjmuje ona wartość stałą w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem. Zależność stałej od temperatury opisuje izobara Van’t Hoffa:

Dla małych zakresów temperatur zmiany entalpii DH traktujemy jako stałą i wyciągamy

przed znak całki. W przypadku szerokiego zakresu zmienności temperatury zmiana entalpii DH zależy od temperatury i należy ją całkować w zadanych granicach.

Jeżeli DH większe od zera i proces jest endotermiczny stała rośnie wraz ze wzrostem

temperatury oraz wzrasta wydajność procesu.

Dla DH mniejszego od zera i procesu egzotermicznego wzrost temperatury powoduje

spadek wydajności tworzenia produktu na rzecz tworzenia substratów.

Doświadczenie opiera się na reakcji . Stała termodynamiczna dla tej reakcji ma

postać:                                               .

a ponieważ powyższy wzór nie uwzględnia cech charakterystycznych jonów, więc współczynniki aktywności tych jonów, w tym samym roztworze, są sobie równe. Wynika z tego, że wyrażenie = 1, i że stała stężeniowa reakcji jest w przybliżeniu równa stałej termodynamicznej:                                          Ka Kc

Reakcja prowadzimy w środowisku wodnym i niewodnym (CCl4), w których stężenia jodu

są różne. Po ustaleniu się stanu równowagi oznacza się zawartość jodu w mieszaninach reakcyjnych przez miareczkowanie roztworem tiosiarczanu sodu. Miareczkując warstwę wodną oznacza się całkowitą zawartość jodu, sumę I2 i , ponieważ jony są nietrwałe i ulegają rozpadowi w czasie miareczkowania:

Natomiast przez miareczkowanie warstwy niewodnej oznacza się stężenie I2 w CCl4 w stanie równowagi z I2 w fazie wodnej. Następnie oblicza się równowagowe stężenia poszczególnych reagentów, wykorzystując do tego celu współczynnik podziału jodu między warstwę wodną i CCl4.

2. Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej równowagi reakcji w roztworze

wodnym na podstawie wyników miareczkowania i współczynnika podziału jodu między wodę i czterochlorek węgla.

3. Zadanie

Sporządzono następujące roztwory:

·         0.1 molowy roztwór KI, który rozcieńczono aby uzyskać 0.01 molowy,

·         0.01 molowy roztwór tiosiarczanu sodu ,

1% roztwór skrobi według przepisu: 1g skrobi + 20cm³ H2O + 80cm³ ciepłej H2O.

Kolbkę zawierającą, uprzednio wytrząśniętą, mieszaninę nasyconego roztworu I2 w CCl4 i

0,01 molowego wodnego roztworu KI umieszczono w termostacie na pół godziny w celu osiągnięcia przez układ zadanych temperatur. W drugiej kolbie sporządzono mieszaninę nasyconego roztworu I2 w CCl4 i 0,01molowego roztworu KI. Kolbę wytrząsano przez 20 minut w celu doprowadzenia układu do stanu równowagi chemicznej, fizycznej i termodynamicznej. Następnie pobrano z pierwszej kolbki po około x cm3 warstwy niewodnej i po o y cm3 warstwy wodnej (próbki pobierano od razu z obydwu warstw, aby zachować temperaturę reakcji). Do warstwy niewodnej dodano ok. 10 cm3 0,1 molowego roztworu KI i miareczkowano 0,01 molowym roztworem tiosiarczanu sodu. Pod koniec miareczkowania dodano do roztworu 2 cm3 skrobi i prowadzono miareczkowanie do całkowitego odbarwienia się roztworu. Warstwę wodną miareczkowano bezpośrednio roztworem tiosiarczanu wobec skrobi, również do odbarwienia się roztworu. Analogicznie postąpiono z kolbką drugą, w której znajdowała się mieszanina w temperaturze pokojowej. Wyniki miareczkowania przedstawiono w tabeli.

Doświadczenia przeprowadzano w różnych temperaturach. Uzyskane  próbki z

poszczególnych warstw miareczkujemy roztworem 0.01 molowym w obecności skrobi jako wskaźnika aż do odbarwienia.

Stała podziału dla odpowiednich temperatur:

KN (18°-25°) I2 między CCl4 a H2O = 85

KN (25°-35°) I2 między CCl4 a H2O = 95

Stężenie tiosiarczanu jest stałe dla wszystkich przeprowadzonych serii doświadczeń:

cNa2SO3= 0.01 mol/dm3