Виконання індивідуальних завдань

Кількість балів

Поточний і модульний контроль навчальної роботи студентів

Модуль 2 – Розчини. Термодинаміка і будова поверхневого шару.                              Семестр 4, тетраместр 8

Приклади розв ’ язку задач

Умова завдання. При температурі 460 К тиск пари розчину концентрації 7 мас.% невідомої нелеткої речовини у рідкому розчиннику з молярною масою 152 г дорівнює 52219 Па, густина цього розчину 0,850^.10³ кг/м³. Залежність тиску насиченої пари від температури над твердим і рідким розчинником дана в таблиці 2.3.

Таблиця 2.3

Задача 1. Обчислити молярну масу розчиненої речовини.

Розв’язок. Молярну масу розчиненої речовини обчислюємо за даними зниження тиску насиченої пари розчину в порівнянні з чистим розчинником. Так, при температурі 460 К тиск пари розчинника р_О = 55986 Па, а тиск пари розчину р = 52219 Па.

За законом Рауля:

,

де N₂ – мольна частка розчиненої речовини.

За визначенням:

,                                           (2.1)

де n₁ i n₂ = числа молей розчинника і розчиненої речовини відповідно.

В 100 г 7 мас.% розчину знаходяться 7 г розчиненої речовини і 93 г розчинника. Тоді:

   і    ,

де М₁ і М₂ – молярна маса розчинника і розчиненої речовини відповідно.

Використовуючи закон Рауля складаємо рівняння:

, .

Звідки маса розчиненої речовини М₂ = 158,6 г/моль.

Задача 2. Визначити моляльну концентрацію розчину.

Розв’язок. В 100 г 7 мас.% розчину n₂  = 7/М₂ молей речовини розчинено у 93 г розчинника, відповідно в 1000 г розчинника знаходиться m молей     (m – моляльність розчину):

                     .

Задача 3. Визначити молярну концентрацію розчину.

Розв’язок. В 100 г 7 мас.% розчину n₂  = 7/М₂ молей речовини розчинено у 100 г розчину, тобто в 100/d мл (d – густина розчину в г/см³), а в 1000 мл розчиниться с молей ( с – молярність розчину):

                 .

Задача 4. Обчислити осмотичний тиск розчину.

Розв’язок. Осмотичний тиск розчину обчислюємо за рівнянням

π = cRT,                                            (2.2)

де с – молярна концентрація в моль/м³.

.

Задача 5. Побудувати криву p = f(T) для даного розчину.

Розв’язок. Для будування кривої p = f(T) розрахуємо тиск насиченої пари розчину (р) користуючись законом Рауля:

p = N₁p_O.                                          (2.3)

Для цього необхідно обчислити мольну частку розчинника N₁:

N₁ = 1 – N₂  = 1 – 0,0673 = 0,9327.

Помножимо тиск насиченої пари рідкого розчинника (р_О) на його мольну частку при всіх зазначених температурах. Отримані результати занесемо у таблицю 2.4, за ними будуємо графік (рис. 2.1).                                  

Таблиця 2.4

На тому ж рисунку за вихідними даними будуємо також криві залежності тиску насиченої пари рідкого і твердого розчинника від температури (р_{О РІД} = f(T) і р_{О ТВ} = f(T) відповідно).

Задача 6. Визначити графічно підвищення температури кипіння заданого 7 мас.% розчину при тиску 52219 Па.

Розв’язок. На графіку проводимо ізобару р = 52219 Па, яка перетинає криві p = f(T) і р_{О РІД} = f(T) у точках а і b. Підвищення температури кипіння розчину ΔТ_К знаходимо як різницю абсцис точок а і b.

ΔТ_К =  Т_{К РОЗЧИНУ} - Т_{К РОЗЧИННИКА} = 460 – 455 = 5 К.

Рис. 2.1

Задача 7. Обчислити ебуліоскопічну сталу.

Розв’язок. Ебуліоскопічна стала розраховується за рівнянням:

,                                             (2.4)

де m – моляльність розчину.

.

Задача 8. Визначити зниження температури замерзання розчину.

Розв’язок. Зниження температури замерзання розчину може бути визначене графічно як різниця абсцис точок с і d:

ΔТ_З =  Т_{З РОЗЧИННИКА} – Т_{З РОЗЧИНУ} = 448,2 - 444,8 = 3,4 К.

Задача 9. Обчислити кріоскопічну сталу.

Розв’язок. Кріоскопічна стала обчислюється за рівнянням:

.

Завдання 4. Обчислення електрорушійної сили і константи рівноваги реакції, що йде у гальванічному елементі.

Для окисно-відновного елементу типу Pt | A, B || C, D | Pt за стандартними електродними потенціалами [6] записати рівняння катодної, анодної та сумарної реакцій. Визначити значення ЕРС елементу при Т = 298К, якщо активності іонів у розчину дорівнюють: а_А, а_В, а_С, а_D (табл. 2.9). Обчислити стандартну константу рівноваги електрохімічної реакції за Т = 298 К.

Таблиця 2.5

Вихідні дані до завдання 4

Приклад розв’язку задачі

Умова завдання. Для елемента Pt | V³⁺, V²⁺ || Cr₂O₇^2-, Cr³⁺, H⁺ | Pt записати рівняння катодної анодної та сумарної реакцій. Визначити значення ЕРС елемента при Т = 298 К, якщо , , , , , . Визначити стандартну константу рівноваги електрохімічної реакції за Т = 298 К.

Розв’язок. Знаходимо у [6] відповідні напівреакції та їх стандартні потенціали.

Анодна напівреакція (окиснення):

.

Катодна напівреакція (відновлення)

Рівняння сумарної реакції (зверніть увагу на необхідність урівняти кількість електронів у напівреакціях):

Потенціали електродів знаходимо за рівнянням Нернста:

;

Значення ЕРС гальванічного елемента:

Стандартну константу рівноваги електрохімічної реакції можна обчислити за рівнянням:

                                     (2.5)

для цього знаходимо значення стандартної ЕРС:

і підставляємо отримане значення її у (2.5).

Тоді маємо:

СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ

1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. – М.: Высш. шк., 1988. – 496 с.

2. Физическая химия / И.Н.Годнев, К.С.Краснов, Н.К.Воробьев и др./ Под ред. К.С.Краснова. – М.: Высш. шк., 1982. – 687 с.

3. Даниэлс Ф., Олберти Р. Физическая химия. – М.: Высш. шк., 1982. – 645 с.

4. Киреев В.А. Курс физической химии. – М.: Химия, 1975. – 775 с.

5. Білий О.В. Фізична хімія.- К.: ЦУЛ, 2002.- 364 с.

6. Лебідь В.І. Фізична фімія.- Харків: Гімназія, 2008.- 478 с.

7. Киселева Е.В., Каретников Г.С., Кудряшов И.В. Сборник примеров и задач по физической химии.- М.: Высш. шк., 1983. – 456 с.

8. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. Мищенко К.С., Равделя А.А. – Л.: Химия, 1983. – 231 с.

9. Фролов Ю.Г. Курс коллоидной химии.- М.: Химия, 1989.– 462 с.

10. Лабораторные работы и задачи по коллоидной химии/ Под ред. Фролова Ю.Г.-М.: Химия, 1986.– 214 с.

11. Фридрихсберг Д.А. Курс коллоидной химии.– Л.: химия, 1984.– 368 с.

12. Воюцкий С.С. Курс коллоидной химии.– М.: Химия, 1975.– 512 с.

ЗМІСТ

1. Загальна частина………………………………………………………. 3

2. Домашні розрахункові завдання …………………………………….. 9

3. Індивідуальне розрахунково-графічне завдання ……………………19

4. Перелік контрольних запитань ……………………………………… 43  

Список літератури …………………………………………………… 47

ЗАГАЛЬНА ЧАСТИНА

1.1.Розподіл навчальних годин курсу у 8-му тетраметрі

Всього за навчальним планом                        – 180.

Кредитів                                                                  – 5.

Аудиторні заняття                                             – 72,

 – лекції                                                                – 32,

 – лабораторні роботи                                          – 32,

 – практичні заняття                                             – 8.

Самостійна робота                                             – 90,

 – підготовка до лекцій                                        – 12,

 – підготовка до лабораторних робіт                 – 16,

 – підготовка до практичних занять                   – 8,

– домашні завдання                                             – 16,

– підготовка до модульної контрольної роботи    – 12,

 – опрацювання тем, які не викладаються на

лекціях                                                               – 8.

Виконання індивідуальних завдань                  

– розрахунково-графічних робіт                        – 18.

Контрольні заходи                                             – 18.

- кількість модулів у тетраметрі                          - 1,

- підсумковий контроль                                       іспит,

- форма відокремлених КЗ                            РГЗ, МКР