Физическая химия

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ  
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ  
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС» 

 

 
 
 

 

 

 

 
 

 

№ 1429 

Кафедра физической химии

 
 
 

Физическая химия 

 

Лабораторный практикум 

Под редакцией профессора М.В. Астахова 

Допущено учебно-методическим объединением 
по образованию в области металлургии в качестве 
учебного пособия для студентов высших учебных заведений, 
обучающихся по направлению 150100 – Металлургия 

Москва 2011 

УДК 544 
 
Ф11 

Р е ц е н з е н т  
канд. хим. наук, доц. В.А. Филичкина 

Авторы: Л.А. Андреев, М.В. Астахов, Б.С. Бокштейн, Д.К. Белащенко, 
Е.А. Новикова, А.О. Родин, Е.В. Руднева, Г.А. Фролов 

 
 
 
Физическая химия : лаб. практикум / Л.А. Андреев, М.В. Ас- 
Ф11 тахов, Б.С. Бокштейн и др. ; под ред. М.В. Астахова. – 3-е изд., 
испр. и доп. – М. : Изд. Дом МИСиС, 2011. – 126 с. 
 

Лабораторный практикум содержит описание 15 лабораторных работ по 
следующим разделам курса физической химии: «Термохимия», «Растворы», 
«Фазовые диаграммы», «Электролиты», «Термодинамика гальванических 
элементов», «Кинетика химических реакций», «Адсорбция».  
В каждой лабораторной работе сформулирована ее цель, дано описание 
аппаратуры, указаны порядок выполнения работы и требования к отчету, 
приведены вопросы для контроля усвоенного материала. 
Предназначен для студентов специальностей: 150701, 150702, 210602, 
150100, 140400, 150601, 210100, 210104, 200503, 280101, 280202, 220301, 
150404, 010700, 150400. 

УДК 544 

 
© Коллектив авторов, 2011 

СОДЕРЖАНИЕ 

Ι. ТЕРМОХИМИЯ................................................................................................. 5 
Лабораторная работа 1. Определение теплоты реакции 
нейтрализации сильной кислоты сильным основанием................................... 9 
Лабораторная работа 2. Определение интегральной теплоты 
растворения хорошо растворимой кристаллической соли в воде ................. 22 
II. РАСТВОРЫ .................................................................................................... 31 
Лабораторная работа 3. Определение константы равновесия  
гомогенной реакции ........................................................................................... 35 
Лабораторная работа 4. Определение парциальных мольных 
объемов компонентов раствора......................................................................... 40 
Лабораторная работа 5. Определение молекулярной массы 
растворенного вещества по понижению температуры замерзания............... 45 
Лабораторная работа 6. Закон распределения................................................. 51 
III. ФАЗОВЫЕ ДИАГРАММЫ ......................................................................... 57 
Лабораторная работа 7. Построение диаграммы состояния 
бинарной системы нафталин–дифениламин (С10Н8–(С6Н5)2NН) .................. 58 
IV. ЭЛЕКТРОЛИТЫ .......................................................................................... 66 
Лабораторная работа 8. Определение константы диссоциации 
слабого электролита методом измерения электропроводности .................... 69 
Лабораторная работа 9. Определение чисел переноса ионов 
методом движущейся границы.......................................................................... 74 
V. ТЕРМОДИНАМИКА ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.................... 78 
Лабораторная работа 10. Определение произведения 
растворимости малорастворимых солей.......................................................... 83 
Лабораторная работа 11. Определение концентрационной 
зависимости электродвижущей силы гальванических элементов ................ 90 
VI. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ................................................. 95 
Лабораторная работа 12. Определение константы 
скорости  химической реакции ....................................................................... 102 
VII. АДСОРБЦИЯ............................................................................................. 107 
Лабораторная работа 13. Адсорбция кислоты 
активированным углем..................................................................................... 110 
Лабораторная работа 14. Определение поверхностного 
натяжения растворов методом отрыва кольца и адсорбции 
на границе раствор–воздух.............................................................................. 115 
Лабораторная работа 15. Определение поверхностного 
натяжения растворов методом максимального давления 
в пузырьке и адсорбции на границе раствор–воздух.................................... 120 
Литература......................................................................................................... 125 
 

Лаборатория кафедры физической химии 

Ι. ТЕРМОХИМИЯ 

Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций и 
связанные с ними изменения состояния веществ. В термохимических 
исследованиях важную роль играет теплоемкость – количество теплоты, необходимой для нагрева вещества на один градус при постоянном объеме (СV) или при постоянном давлении (Сp). Теплоемкость 
относят либо к одному грамму вещества и называют удельной, либо 
к одному молю вещества и называют мольной. По знаку теплового 
эффекта реакции разделяют на эндотермические, если при реакции 
теплота поглощается, и экзотермические, если реакция протекает с 
выделением теплоты. В 1840 г., до того как был сформулирован первый закон термодинамики, русским ученым Гессом был открыт основной закон термохимии: тепловой эффект реакции, протекающей 
при постоянных давлении р и объеме V, зависит лишь от природы и 
физического состояния начальных и конечных продуктов и не зависит от промежуточных реакций и стадий. Этот закон является 
следствием первого закона термодинамики, хотя и появился раньше 
последнего. Если реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект равен изменению внутренней энергии системы: 

 
QV = ΔU. 
(Ι.1) 

Если реакция протекает при постоянном давлении, то тепловой 
эффект реакции равен изменению энтальпии системы: 
 
Qp = ΔH. 
(Ι.2) 
Основным прибором термохимического эксперимента является 
калориметр.  
Калориметр – прибор, служащий для измерения тепловых эффектов различных физико-химических процессов, а также для измерения 
теплоемкости.  
Простейший калориметр (рис. Ι.1) состоит из сосуда, в который 
помещается исследуемое вещество, и защитной оболочки, уменьшающей тепловое взаимодействие калориметра и исследуемого вещества с окружающей средой. Сосуд изготовлен из материала, не 
проводящего теплоту.  
Совокупность частей калориметра, между которыми распределяется 
подлежащая определению теплота, называется калориметрической системой. Суммарная теплоемкость различных деталей калориметра (стенки, мешалка, термодатчик и др.), называется постоянной калориметра. 

Рис. Ι.1. Схема калориметра: 
1 – внешний сосуд; 2 – термометр; 3 – калориметрический стакан; 
4 – мешалка; 5 – вода; 6 – пробирка с веществом, закрытая пробкой  

Калориметр моделирует адиабатно-изолированную систему. В обычных лабораторных калориметрах для этой цели используются воздушные оболочки. В калориметрический сосуд погружают термометр или 
термодатчик и помещают мешалку, наливают воду, вызывают измеряемый тепловой эффект. Измерение температуры проводят при непрерывном помешивании. Откладывая по оси абсцисс время, а по оси ординат температуру, получают калориметрическую кривую (рис. Ι.2). 

Обработка экспериментальных кривых 
«температура–время» t(τ) 

Поскольку теплоизоляция оболочки, отделяющей внутреннюю 
часть калориметра от внешней среды, как правило, не совершенна, то 
при наличии некоторого перепада температуры между ними возникают тепловые потоки, влияющие на результирующую кривую зависимости температуры в калориметре t от времени τ. Наряду с этим на 
кривую t(τ) влияют и другие побочные процессы, такие, например, 
как трение магнитной мешалки и испарение калориметрической 
жидкости. Поэтому необходимо определить значение «истинного» 
изменения температуры в калориметре, т.е. не искаженного какимилибо побочными процессами.  
На рис. Ι.2 дана типичная кривая t(τ) для процесса, который приводит к повышению температуры в калориметре. Она отражает различные этапы проведения калориметрического опыта. 

Рис. Ι.2. Кривая t(τ) для процесса, который приводит 
к повышению температуры в калориметре 

Первый участок кривой t(τ) отражает ход температуры в калориметре непосредственно перед началом проведения исследуемого теплового процесса. Это так называемый начальный период, который 
отражает установление стационарного режима работы калориметра 
после завершения его подготовки к проведению измерений. Начало 
этого этапа связано с началом автоматической регистрации температуры в калориметре, а его длительность, достаточная для выявления 
характера зависимости t(τ ) на этом этапе, составляет около 5 мин. 
В момент времени, принятый за окончание начального периода и 
начало главного периода, проводят исследуемый тепловой процесс в 
калориметре (например, вливают порцию кислоты в раствор щелочи). На этом этапе ход зависимости t(τ) резко изменяется (в данном 
случае возрастает). Главный период следует считать законченным, 
когда наклон кривой изменения температуры калориметра со временем t(τ) становится приблизительно постоянным. После этого регистрация температурной кривой t(τ) продолжается еще 5 мин. Это так 
называемый конечный этап опыта. 

Истинное значение ∆T можно определить графически. Для этого 
необходимо провести прямые, аппроксимирующие линейные участки начального и конечного этапов (периодов) на кривой t(τ), экстраполируя их внутрь главного периода. Последняя точка на прямой, 
соответствующая концу начального периода τ1, определяет начало 
главного периода.  Первая точка на прямой, соответствующая началу 
конечного периода τ2, определяет конец главного периода.  
Через середину интервала главного периода τ2 – τ1 в точке τm проводят вертикаль, точки пересечения которой с прямыми, являющимися продолжением начального и конечного периодов, и определяют 
искомую величину ∆T = t2 – t1. 

Лабораторная работа 1 

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РЕАКЦИИ 
НЕЙТРАЛИЗАЦИИ СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ 
СИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМ 
(2 часа) 

1.1. Цель работы 

1. Изучить калориметрический метод. 
2. Определить теплоту (энтальпию) реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.  

1.2. Теоретическое введение 

Теплотой (энтальпией) реакции нейтрализации называется тепловой эффект реакции взаимодействия одного грамм-эквивалента кислоты с одним грамм-эквивалентом щелочи, которые взяты в разбавленных растворах, при условии, что процесс протекает при постоянной температуре и постоянном давлении: 

 
H+ + OH– = H2O. 
(1.1) 

Тепловой эффект реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в разбавленных растворах практически не зависит от 
их химической природы. Эта величина приблизительно равна ∆Hn = 
= –57,3 кДж /моль. 
Первопричиной изменения энтальпии (энергии) системы «раствор 
щелочи–раствор кислоты» при реакции (1.1) является снижение 
энергии валентной электронной пары, связанное с образованием так 
называемой донорно-акцепторной связи. Этот процесс обычно описывают схемой 

 
H++
..

..
:
:
O H - = 
..

..
:
:
H O H  
(1.2) 

При проведении реакции нейтрализации неизбежно протекание побочного процесса, также изменяющего энтальпию системы. Это так называемое разведение, которое имеет место при слиянии малого объема 
концентрированного раствора электролита со сравнительно большим 
объемом воды или с другого менее концентрированного раствора. 

Ионы, находящиеся в растворе, несмотря на хаотичное тепловое 
движение, распределяются в пространстве таким образом, что каждый выделенный ион будет окружен ионами противоположного знака. В результате электростатические силы притяжения между ионами 
превалируют над силами отталкивания. При разведении ионы удаляются друг от друга и энергия их кулоновского взаимодействия, 
отрицательная по знаку, возрастает, стремясь к нулю. Разведение изменяет условия формирования гидратных оболочек, окружающих 
ионы. Гидратные оболочки образуются вследствие ион-дипольного 
взаимодействия и представляют собой многослойные образования из 
радиально ориентированных относительно центра иона дипольных 
молекул воды. Этот процесс связан с образованием прочных иондипольных связей и сопровождается выделением значительной энергии. В наиболее полной степени (т.е. с максимальным энергетическим выигрышем) процесс формирования гидратных оболочек может 
протекать лишь при избытке растворителя (воды), когда они растут 
независимо друг от друга, т.е. не перекрываются между собой, и отсутствует неблагоприятное для их роста влияние электростатического поля соседних ионов.  
Благодаря разведению гидратные оболочки достигают оптимальных размеров, упорядочивают свою структуру. Это сопровождается 
выделением энергии. При разведении моляльность раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества, изменяется от m2 до m1. Изменение энтальпии системы, обусловленное процессом разведения, 
обозначим символом 
1

2
m
m
H
Δ
. Эту величину называют теплотой раз
ведения. В области бесконечно разбавленных растворов, когда ионы 
сильно удалены друг от друга и фактически не взаимодействуют между собой, а формирование гидратных оболочек оптимальной структуры и размеров завершено, дальнейшее добавление воды к раствору 
не приводит к каким-либо энергетическим изменениям и теплота 
разведения должна быть равна нулю. 
Из вышесказанного следует, что в результате калориметрического 
измерения получим суммарный эффект  

 
1

2.
m
n
m
Н
Н
H
Δ
= Δ
+ Δ
 
(1.3) 

Возникает вопрос, как ввести поправку, исключающую вклад 

1

2
m
m
H
Δ
 в величину ΔH и позволяющую определить истинную теплоту 

нейтрализации ΔHn. Для этого рассмотрим два пути (способа) прове

дения реакции (1.1). Первый путь – реальный, предусматривающий 
непосредственное смешение разбавленного раствора щелочи с концентрацией Cщ и концентрированного раствора кислоты с концентрацией Cк. Предполагается, что в результате реакции образуется 
вода и достаточно разбавленный раствор ионов, не участвующих в 
реакции. Второй путь – гипотетический, который на основании закона Гесса можно мысленно разбить на два этапа: а) смешение растворов с образованием разбавленного раствора реагентов; б) проведение 
собственно реакции нейтрализации в разбавленном растворе. Сказанное иллюстрирует схема, приведенная на рис. 1.1. 

 

 

 

Разбавленный водный раствор 
ионов 

ΔH 
Раствор щелочи с концентрацией Сщ и раствор 
кислоты с концентрацией Ск(Cк>>Cщ) 

ΔHn 
1

2
m
m
H
Δ
 
Разбавленный водный раствор 
реагентов 
 

Рис. 1.1. Два пути протекания реакции (1.1) 

Из рис. 1.1 согласно закону Гесса следует, что названные теплоты 
связаны соотношением 

 
ΔH = ΔHn + 
1

2.
m
m
H
Δ
 
(1.4) 

Отметим, что в данной лабораторной работе величины ΔH и 

1

2
m
m
H
Δ
 определяются опытным путем, а ΔHn вычисляется с помощью 

уравнения (1.4). Отметим также, что в настоящем эксперименте по 
определению теплоты (энтальпии) нейтрализации реальную энтальпию разведения, сопровождающую смешение растворов кислоты и 
щелочи, заменяют энтальпией смешения раствора кислоты с водой, 
объем которой равен объему раствора щелочи. В таком модельном 
опыте получение энтальпии разведения не осложняется параллельным протеканием реакции. В то же время ее можно рассматривать в 
качестве приближенного значения истинного
1

2
m
m
H
Δ
. 

Рассмотрим схему, показывающую два различных способа определения реакции нейтрализации при постоянных температуре и давлении (рис. 1.2).