Лабораторный практикум по физической и колоидной химии

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 
Федеральное агентство по образованию 

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ 
ПО ФИЗИЧЕСКОЙ И КОЛЛОИДНОЙ ХИМИИ 

Учебно-методическое 
пособие 

Пенза 2011 

УДК 544.77(075.8) 
ББК 24.5 + 24.6я73 
Ф50 

Р е ц е н з е н т : 

кандидат химических наук, доцент, кафедра химии, 
Пензенский государственный университет 
архитектуры и строительства 
Н. В. Кошева 

Физическая и коллоидная химия : учебно-методическое 
Ф50 
пособие / П. М. Кругляков, А. В. Нуштаева, Н. Г. Вилкова, 
А. А. Шумкина. - Пенза : Изд-во ПГУ, 2011. - 80 с. 

А в т о р ы: П. М. Кругляков, доктор химических наук, профессор 
А. В. Нуштаева, кандидат химических наук, доцент 
Н. Г. Вилкова, доктор химических наук, профессор 
А. А. Шумкина, кандидат технических наук, доцент 

Приведены краткие теоретические сведения, методики выполнения лабораторных работ и контрольные вопросы по разделам «Физическая химия» и 
«Коллоидная химия». 

Издание разработано на кафедре химии и предназначено для студентов 
2-3 курсов специальностей 270106 «Производство строительных материалов, 
изделий и конструкций», 280202 «Инженерная защита окружающей среды», 
270205 «Автомобильные дороги и аэродромы», изучающих курсы «Физическая 
химия», «Физическая химия в дорожном материаловедении», 
«Коллоидная 
химия». 

УДК 
544.77(075.8) 
ББК 
24.5 + 24.6я73 

© Кругляков П. М., Нуштаева А. В., 
Вилкова Н. Г., Шумкина А. А., 2011 

Предисловие 

Физико-химические процессы, протекающие в газах, жидкостях или 
твердых фазах, а также на поверхности раздела фаз, имеют огромное 
практическое значение. Их изучению посвящено много научных исследований. 

В химических, строительных, металлургических, пищевых, текстильных и других вузах закономерности протекания физико-химических процессов изучают в курсах физической и коллоидной химии. 

Представленное учебно-методическое пособие составлено на основе 
литературных данных и опыта, накопленного на кафедре химии Пензенского государственного университета архитектуры и строительства. Пособие состоит из двух разделов и подразделов. Каждый подраздел включает краткое изложение теории вопроса и описание лабораторных работ. 

Рассмотрены термодинамические характеристики, свойства растворов, фазовые равновесия двухкомпонентных систем, химическая кинетика, поверхностные явления и дисперсные системы, седиментационный и 
вискозиметрический анализ. 

Пособие рассчитано на студентов нехимических специальностей высших учебных заведений. 

1. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 

1.1. Термодинамика физико-химических процессов 

1.1.1. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса 
Характерной чертой химических превращений является изменение запаса энергии реагирующих веществ, сопровождающееся выделением или 
поглощением энергии, чаще всего теплоты. В основе термохимии лежит 
первое начало (закон) термодинамики, устанавливающее взаимосвязь 
между теплотой, работой и внутренней энергией. 

Первое начало термодинамики - закон сохранения и превращения 
энергии - утверждает, что тепло, сообщенное системе, идет на увеличение ее внутренней энергии AU и на совершение телом работы W против 
внешних сил 

Q = AU + W. 
(1.1) 

Внутренняя энергия системы представляет собой ее полную энергию, 
которая складывается из кинетической и потенциальной энергии молекул, 
атомов, атомных ядер и образующих их элементарных частиц и включает 
в себя энергию поступательного, вращательного и колебательного движений, а также потенциальную энергию, обусловленную силами притяжения и отталкивания, действующими между молекулами, атомами и внутриатомными частицами. Внутренняя энергетика системы не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого. 

Полную внутреннюю энергию вещества определить невозможно, но 
можно найти ее изменение (AU) при различных процессах. Например, если Ui - внутренняя энергия вещества в состоянии 1, a U2 - его внутренняя 
энергия в состоянии 2, то изменение внутренней энергии в процессе состояние 1 -*• состояние 2 будет равно: AU = U2 - Ui. 

Функции, обладающие описанными свойствами, называются функциями состояния. Теплота (термодинамическая теплота) - форма энергии, 
переданной от одного тела к другому за счет разницы температур этих 
тел. Эта микроскопическая форма передачи энергии связана с хаотическими столкновениями молекул соприкасающихся тел. 

Работа - форма энергии, переданной от одного тела к другому за 
счет перемещения масс под действием каких-либо сил. Работа является 
макроскопической формой передачи энергии. 

В химической термодинамике считают положительными теплоту, 
подводимую к системе, и ту работу, которую система совершает против внешних сил. 

4 

В первом начале термодинамики под работой W подразумевают сумму всех видов работы против сил, действующих на систему со стороны 
внешней среды. В связи с тем, что для химических взаимодействий наиболее характерна работа расширения, ее обычно выделяют из общей суммы: 

W = W' + PAV, 
(1.2) 

где W' - все виды работы, кроме работы расширения (полезная работа); 
Р - внешнее давление; 
ДУ - изменение объема системы, равное V2 = Vi (V2 - объем продуктов реакций; Vi - объем исходных веществ). 
Если при протекании того или иного процесса работа расширения является единственным видом работы, то уравнение (1.2) принимает вид 

W = РДУ. 

Тогда математическое выражение первого закона термодинамики запишется так: 

QP = AU + РДУ 
(1.3) 

С учетом того, что 

ди = и2-и, 

и 

ДУ = V2-V1, 

уравнение (1.3) можно преобразовать к виду 

QP = (U2 - U,) + (PV2 - PV,) = (U2 + PV2) - (U, + PV,). 
(1.4) 

Сумму U + PV называют энтальпией системы и обозначают буквой Н: 

Н = U + PV. 

Подставив энтальпию в уравнение (1.4), получим: 

Qp = H 2 - H , = AH, 
(1.5) 

то есть в изобарно-изотермическом процессе теплота, подведенная к системе, равна приращению энтальпии системы. 

Поскольку значение ДН определяется разностью (Н2 - HI) и не зависит 
от пути и способа проведения процесса, энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния системы. Если химическая реакция идет 
в автоклаве (изохорический процесс (V = const) и система не совершает работы, в том числе и работы расширения, так как ДУ = 0), то вся подведенная к системе теплота расходуется на приращение ее внутренней энергии: 

Qv = AU. 

Тепловым эффектом химической реакции или какого-либо процесса 
называется количество теплоты, выделенной или поглощенной системой 

5 

при отсутствии полезной работы и при одинаковой температуре исходных 
и конечных веществ. Тепловой эффект q' является противоположной по 
знаку величиной термодинамической теплоте Q: 

q' = —Qp = _дн 

q' = -Qv = -AU. 

Закон Гесса - тепловой эффект химической реакции не зависит от путей ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния 
исходных веществ и продуктов реакции. 

Данный закон справедлив для изобарно-изотермических (Р, Т = const) 
или изохорно-изотермических (V, Т = const) процессов и реакций при условии, что единственным видом совершаемой работы является работа 
против сил внешнего давления. 

Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты 
химических реакций, называется термохимией. В термохимии поглощенная теплота имеет знак минус (qP = -QP; qv = -Qv), а выделяемая - знак 
плюс (q - термохимическая теплота). 

Важным термодинамическим понятием является понятие о стандартном состоянии вещества. Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе, называется его реальное состояние при 
данной температуре (обычно 298 К и давлении 105 Па (1 атм). 

Стандартным состоянием газообразного вещества при данной температуре является состояние газа, давление которого 105 Па, при условии, 
что газ обладает свойствами, присущими ему при той же температуре и 
бесконечно малом давлении. 

Термохимические расчеты и измерения относят к одному молю образующегося вещества. 

При термохимических расчетах в основном используются теплоты 
образования. Теплота (энтальпия) образования - тепловой эффект образования 1 моль какого-либо соединения из простых веществ при стандартных условиях, например, 

Са(т) + Н2(Г) + 02(Г) = Са(ОН)2(т) + 982,3 кДж/моль. 

В основе большинства термохимических расчетов лежит следствие из 
закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. Так, для уравнения реакции 

а А + ЬВ = сС + dD 

тепловой эффект 

ДН = (сДНобр. с + t/АНпбр D) - (аДНобр. л + 6ДНобр. в), 
(1.6) 

где а, Ь, с, d- стехиометрические коэффициенты. 

6 

1.1.2. Интегральная теплота растворения 

Тепловой эффект, сопровождающий растворение твердого вещества в 
жидкости и отнесенный к 1 г растворяемого вещества, называют удельной 
теплотой растворения. 

Тепловой эффект, отнесенный к 1 моль растворяемого вещества, называют молярной теплотой растворения. 

Теплота растворения зависит от концентрации раствора. Различают 
интегральную теплоту растворения - тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения 1 моль (молярная) или 1 г (удельная) вещества в 
данном количестве растворителя, и дифференциальную теплоту растворения - тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения 1 моль 
вещества в бесконечно большом количестве раствора заданной концентрации, когда в процессе растворения концентрация остается постоянной. 

Интегральные теплоты растворения при двух концентрациях - "бесконечном" разбавлении и насыщении - получили специальные названия: 
первая интегральная теплота растворения ДН0 и полная теплота растворения ДН. 

ДН0 - количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при 
растворении 1 моль вещества в таком количестве растворителя, когда 
дальнейшее его добавление не сопровождается измеримым тепловым эффектом (обычно берется 100-300 моль воды). В этом случае тепловой эффект будет соответствовать энергии разрушения кристаллической решетки соли. 

Первая теплота растворения складывается из теплоты разрушения 
кристаллической решетки ДНреш, равной по величине и обратной по знаку 
энергии кристаллической решетки, и теплоты сольватации ионов в бесконечно разбавленном растворе ДНС. 

Так как сольватация ионов сопровождается выделением тепла (то есть 
ДНС < 0), то величина ДН0 может быть и положительной, и отрицательной, 
в зависимости от прочности связей в кристаллической решетке. 

ДН - полная интегральная теплота растворения с образованием насыщенного раствора при растворении, рассчитанная на 1 моль растворенного вещества. 

Поскольку образование разбавленных растворов по сравнению с концентрированными растворами сопровождается большим тепловым эффектом, то при разбавлении концентрированных растворов выделяется 
тепло. Интегральная теплота разбавления от моляльности ш2 до моляльности ш, равна количеству тепла, сопровождающего разбавление раствора с концентрацией т 2 (содержащего 1 моль растворенного вещества) до 
концентрации Шь Эта теплота равна разности интегральных теплот растворения до этих двух концентраций. 

7 

1.1.3. Устройство калориметрической установки 

Для большинства физико-химических расчетов необходимо знать теплоемкость веществ, участвующих в процессе, тепловые эффекты процессов растворения, фазовых превращений и химических реакций. Эти 
величины можно измерить экспериментально. Для их определения при 
температурах, близких к комнатной (20-50°С), широко применяется калориметрический метод, в основе которого - использование специального 
прибора - калориметра. Он состоит из калориметрического стакана (рис. 
1.1) вместимостью 400 мл, который сделан по типу сосуда Дьюара и в который помещен сердечник магнитной мешалки 2. 

- ^ 7 1 

-6 
•5 

_о= 

Рис. 1.1. Схематическое изображение калориметрического стакана 

Стакан закрывается пластмассовой крышкой 3, имеющей три отверстия: 
одно - для небольшой воронки 4, второе - для помещения датчика температуры 5, позволяющего регистрировать температуру с точностью до сотых долей градуса, и третье - для нагревателя 6, имеющего точно известное электросопротивление. Отверстия в крышке снабжены зажимами, с 
помощью которых можно надежно закреплять на необходимой высоте нагреватель и датчик температуры. Высота крепления последних подбирается так, чтобы сердечник магнитной мешалки не задевал за них при работе. 

Кроме того, в состав калориметрической установки входят магнитная 
мешалка, блок питания нагревателя и магнитной мешалки, измерительный преобразователь "Эксперт-001-3". Калориметрическая установка может работать в ручном режиме или с компьютером. 

1.1.4. Построение графика для определения действительного 
изменения температуры 

На основании температурных измерений строится график в координатах "температура t (°С) - время т (мин)". Примерные графики изменения 
температуры для эндотермических и экзотермических процессов представлены на рис. 1.2. 

8 

а 
б 

t, °С 

21 

t, °С 

23 
I 

! 
!К' 

F 
.F 

22 

20 
21 
G С 

20 

19 

Ш 1 

м , 
М2 
Т, мин 
Mi 
М2 
т, мин 

Рис. 1.2. Изменения температуры: 
а - для эндотермического процесса; б - для экзотермического процесса; 

GH=Ati; Ж==ДЬ. 

Каждый опыт начинают с определения температурного хода калориметрической системы. Для этого в течение нескольких минут измеряют 
температуру установки (участок АВ на рис. 1.2, а, б). 

Затем измеряют изменение температуры в ходе реакции. Участок ВС 
на графиках соответствует реакции: эндотермической - на рис. 1.2, а и экзотермической - на рис. 1.2, б. Видно, что в результате реакции наблюдается значительное изменение температуры калориметра (Ati). Окончание 
реакции регистрируется после того, как изменение температуры прекратится или станет медленным и равномерным (участок CD). 

Наличие небольшого наклона на графике температурной зависимости 
на участках АВ и CD свидетельствует о том, что во время опыта имеет 
место некоторый теплообмен калориметра с окружающей средой. В расчетах теплообмен учитывается следующим образом: прямая АВ экстраполируется вправо, а прямая CD - влево. Интервал времени от В до С делится пополам (т. М,), и через эту точку проводится перпендикуляр к оси 
абсцисс до пересечения его с экстраполированными участками прямых 
АВ и CD 
(в точках G и Н). Величина отрезка GH соответствует действительному изменению температуры калориметра Atb связанному с протеканием реакции. 

Тепловой эффект химической реакции (физико-химического процесса) может быть рассчитан по формуле 

где К - константа калориметра, то есть такое количество теплоты, которое необходимо для нагревания всей калориметрической системы на 1°С. 

q' = К • Ati, 
(1.7) 

9 

1.1.5. Определение константы калориметра 

Константу калориметра определяют экспериментально. Для этого с 
помощью электрического нагревателя, включенного на заданное время 
Дт, калориметрической системе сообщается точно известное количество 
теплоты q.u (участки DE на рис. 1.2). Заключительный участок кривой EF 
на графике регистрируется после отключения калориметра от сети. Измеряется изменение температуры Ль (отрезок JK, проведенный как перпендикуляр к оси абсцисс в т. М2) описанным ранее способом. 

Количество теплоты qu, сообщенное калориметрической системе при 
нагревании, вычисляется по формуле Джоуля: 

U* - Дт 

qM —
. 
(1.8) 

где Uh - напряжение постоянного тока, подаваемое на нагреватель, В; 

Дт - время нагрева калориметра, с; 
R - электрическое сопротивление нагревателя, Ом. 

Тогда константа калориметра 

К = Чэл/Д12. 
(1.9) 

1.1.6. Расчет теплового эффекта 

Подставив значение К в формулу (1.8), получим значение теплового 
эффекта реакции. Измеренный тепловой эффект следует отнести к 1 моль 
растворенного вещества. Для этого необходимо разделить его на количество растворенного вещества (v, моль): 

qM-At! 
к 
At, 

4 " * T 7 "
K V 
( 1 Л 0 ) 

Лабораторная работа № 1 
Определение теплоты растворения соли в воде 

Цель работы - получить практические навыки экспериментальной работы с простейшим калориметрическим прибором; экспериментально определить теплоту растворения соли в воде. 

Реактивы: дистиллированная вода, хлорид калия КС1. 
Оборудование: калориметрическая установка, технические весы, мерный цилиндр. 

Методика выполнения работы 
Взвесьте с точностью до сотых 5 г КС1. 

10