Laboratorijske vaje iz fizikalne kemije Navodila in predloge za

Laboratorijske vaje iz fizikalne kemije
Navodila in predloge za pisanje poročil iz vaj
Interno gradivo
Navodila za izdelavo grafov s programom Excel
1. Označite stolpca (označeni stolpec na levi strani so vrednosti na osi x) in v orodni vrstici
izberite primeren graf (največkrat razstreseni oz. ang. scatter)
2. Na delovnem listu se prikaže graf v surovi obliki, katerega je potrebno oblikovati do
primerne končne oblike. Večina oblikovalskih zahtev je označenih na spodnjem primeru
grafa.
1,20
1,18
Λ / S dm2 mol-1
1,16
Simboli za točke so primerne
velikosti. Točkam je
prilegana ustrezna
regresijska krivulja (premica,
eksponentna ali polinomska
krivulja).
1,14
1,12
1,10
1,08
Točke in premica
zavzemajo celotno
površino na grafu.
Razmerje dolžin osi
je približno 1.
1,06
0,05
Obe osi sta označeni s
primernima oznakama
za količini, poleg sta
dopisani pripadajoči
enoti.
0,10
0,15
0,20
√c / mol1/2 dm-3/2
0,25
0,30
Vse številke na
posameznih oseh so
podane na isto število
decimalnih mest
3. Graf naj bo primerne velikosti (približno polovica strani A4) katerega natisnite in prilepite v
poročilo s celotno hrbtno stranjo.
4. Če je graf neustrezen, ga popravite v programu in ponovno natisnite in prilepite.
Uporaba funkcije LINEST v programu EXCEL
1. V Excelovi mapi, ki vsebuje podatke, s pomočjo miške označite štiri celice (2 x 2).
2. Vtipkajte sledeči niz: =linest(
3. Pri tem se vam pod celico, v katero vpisujete tekst, samodejno prikaže celica s
pomočjo, v kateri vidite, kakšna naj bi bila ustrezna oblika ukaza, ki ga vpisujete. Takoj
za oklepajem je najprej potrebno podati vrednosti y. To naredite tako, da z miško
označite celice s temi vrednostmi (lahko v stolpcu ali v vrstici).
4. Nato je potrebno vpisati ločilo, ki ločuje posamezne parametre ukazne vrstice (vejica
ali podpičje, odvisno od različice programa).
5. Nato s pomočjo miške označite celice z vrednostmi x in zopet vtipkate ustrezno ločilo.
6. V nadaljevanju je potrebno v ukazno vrstico vpisati parameter [const], za katerega se
vam v celici s pomočjo ponudita v izbiro logični vrednosti, in sicer TRUE (1) ali FALSE
(0). Če napišete prvo, je modelna funkcija, ki jo prilegate točkam, enaka y = kx + n, v
primeru FALSE pa y = kx. Največkrat boste imeli opravka s prvim primerom, zato
vpišite TRUE ali številko 1. Vpišite še ustrezno ločilo.
7. Podati je potrebno še parameter [stats], za katerega imate zopet na izbiro vrednosti
TRUE (1) ali FALSE (0). V prvem primeru vam funkcija LINEST vrne regresijsko
statistiko (standardni odmik naklona in odseka premice), v nasprotnem pa ne. Ker leto za oceno napake potrebujete, vpišite TRUE oziroma številko 1.
8. Ko ste vpisali v polje vse potrebne parametre, vtipkajte zaklepaj in pritisnite
kombinacijo tipk CTRL+SHIFT+ENTER. S to kombinacijo tipk se bo ukaz izvedel in v
prvotno označenih 4 celicah se bodo pokazali rezultati: v zgornji vrstici se v prvi celici
izpiše vrednost naklona (k) v drugi celici pa vrednost odseka (n), v spodnji vrstici pa
pripadajoča standardna odmika (σk in σn).
Podrobnejša navodila za uporabo funkcije LINEST najdete na
http://office.microsoft.com/sl-si/excel-help/funkcija-linest-HP010069838.aspx
povezavi:
Kalorimetrija
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Z uporabo kalorimetra določi topilno entalpijo soli v vodi in ionizacijsko entalpijo za reakcijo med
kislino in bazo.
2. Osnove
Pri procesih, ki potekajo pri stalnem tlaku, je izmerjena reakcijska toplota Q enaka spremembi
entalpije sistema ∆H. Za določitev reakcijske toplote oz. entalpije največkrat uporabljamo
kalorimeter. Reakcijske toplote ne merimo neposredno, ampak jo določimo posredno z merjenjem
spremembe temperature, ki jo povzroči reakcija v toplotno dobro izoliranem kalorimetru. Toploto (dQ), ki se npr. sprosti pri reakciji, zapišemo kot
dQp = - C S dT = dH
pri čemer smo z CS označili celotno toplotno kapaciteto kalorimetra z vsebino vred. Z integracijo
zgornje enačbe dobimo
∆H = Qp = - C S ∆T
Toplotno kapaciteto sistema določamo z električnim gretjem; v sistemu izmerimo dovedeno
električno energijo in povišanje temperature. Množino električne energije Qe izračunamo iz enačbe
Qe = U I t = C S ∆Te
Iz razmerja zadnjih dveh enačb dobimo spremembo entalpije
∆H = - U I t
∆T
∆Te
Integralna topilna entalpija ∆tH pri molalni koncentraciji b je reakcijska toplota, ki jo izmerimo, če en
mol soli raztopimo v toliko topila , da dobimo raztopino s koncentracijo b. Ker pri vaji ne poznamo
molske mase soli, bomo topilno entalpijo izračunali na gram raztopljene soli
∆ tH =
Qp
ms
=-
U I t ∆T
⋅
ms ∆Te
Ionizacijska toplota vode (∆iH) je količina toplote, ki se porabi pri razpadu enega mola molekul vode v
vodikove (oksonijeve) in hidroksilne ione. V praksi določimo ∆iH posredno tako, da v kalorimetru
zmešamo raztopino močne kisline z raztopino močne baze ter izmerimo povišanje temperature.
Nevtralizacijska entalpija (∆nH), ki jo na tak način določimo, je enaka ionizacijski entalpiji vode z
nasprotnim predznakom.
∆ nH = − =
∆ iH -
U I t ∆T
⋅
n ∆Te
kjer je n množina zreagirane kisline oz. baze.
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b) topilna entalpija
t / min
0:00
0:15
0:30
0:45
1:00
1:15
1:30
1:45
2:00
2:15
2:30
2:45
→3:00 (1)
3:15
3:30
3:45
4:00
4:15
4:30
4:45
5:00
5:15
5:30
5:45
t/s
t / min
t/s
0
→6:00 (2)
360
15
6:15
375
30
6:30
390
45
6:45
405
60
7:00
420
75
7:15
435
90
7:30
450
105
7:45
465
120
8:00
480
135
8:15
495
150
8:30
510
165
8:45
525
180
→9:00 (3)
540
195
9:15
555
210
9:30
570
225
9:45
585
240
10:00
600
255
10:15
615
270
10:30
630
285
10:45
645
300
11:00
660
315
11:15
675
330
11:30
690
345
11:45
705
12:00
720
opombe: (1) reakcija, (2) začetek gretja, (3) konec gretja
U=
t=
I=
ms =
T / °C
T / °C
c) ionizacijska entalpija
t / min
0:00
0:15
0:30
0:45
1:00
1:15
1:30
1:45
2:00
2:15
2:30
2:45
→3:00 (1)
3:15
3:30
3:45
4:00
4:15
4:30
4:45
5:00
5:15
5:30
5:45
t/s
t / min
t/s
0
→6:00 (2)
360
15
6:15
375
30
6:30
390
45
6:45
405
60
7:00
420
75
7:15
435
90
7:30
450
105
7:45
465
120
8:00
480
135
8:15
495
150
8:30
510
165
8:45
525
180
→9:00 (3)
540
195
9:15
555
210
9:30
570
225
9:45
585
240
10:00
600
255
10:15
615
270
10:30
630
285
10:45
645
300
11:00
660
315
11:15
675
330
11:30
690
345
11:45
705
12:00
720
opombe: (1) reakcija, (2) začetek gretja, (3) konec gretja
U=
t=
I=
ms =
T / °C
T / °C
5. Računi in grafi
- graf 1 : Odvisnost temperature v kalorimetru od časa (topilna entalpija)
∆T = ________ ∆Te = ________
- graf 2: Odvisnost temperature v kalorimetru od časa (ionizacijska entalpija)
∆T = _______ ∆Te = _______
- Izračun topilne entalpije in koncentracije raztopine:
∆ tH = -
γr=
U I t ∆T
⋅
=
ms ∆Te
ms
=
Vr
- Izračun ionizacijske entalpije:
∆ nH = -
U I t ∆T
⋅
=
n ∆Te
∆ iH = − ∆ nH =
6. Ocena napake
- topilna entalpija
relativna napaka:
∆(∆ t H) ∆U ∆I ∆t ∆ms ∆(∆T ) ∆(∆Te )
=
+
+
+
+
+
=
∆ tH
∆T
∆Te
U
I
t
ms
absolutna napaka: ∆(∆ t H) = r .n. × ∆ t H =
- ionizacijska entalpija
relativna napaka:
∆(∆iH) ∆U ∆I ∆t ∆ms ∆(∆T ) ∆(∆Te )
=
+
+
+
+
+
=
U
I
t
ms
∆ iH
∆T
∆Te
absolutna napaka: ∆(∆iH) = r .n. × ∆iH =
7. Rezultati
-topilna entalpija
∆tH= (
±
) kJ g-1=
kJ g-1 (1 ±
)
-ionizacijska entalpija
∆iH =(
±
) kJ mol-1=
kJ mol-1 (1 ±
)
Parni tlak tekočin in izparilna
entalpija
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Določi parni tlak tekočine pri različnih temperaturah in izračunaj molsko izparilno entalpijo.
2. Osnove
Ravnotežni parni tlak je tlak pare tekočine v parni fazi, ko sta plinska faza in tekoča faza v
termodinamskem ravnotežju. Pri segrevanju tekočine narašča tudi njen parni tlak, dokler ta ne
postane enak zunanjemu tlaku. Tedaj tekočina zavre; temperatura vrelišča je tako odvisna od
zunanjega tlaka. Če to odvisnost eksperimentalno določimo, dobimo odvisnost parnega tlaka od
temperature. Zvezo med ravnotežnim parnim tlakom (p) in temperaturo (T) podaja zveza:
dp ∆izp Hm
=
dT T ∆izpVm
kjer je ∆izpHm molska izparilna entalpije tekočine in ∆izpVm. molski volumen pare. Ta je veliko večji od
molskega volumna tekočine ( Vmg >> Vml ), pri čemer lahko predpostavimo, da se para obnaša kot
idealni plin. Obe predpostavki nas pripeljeta do Clausius-Clapeyronove enačbe:
d ln p ∆izp Hm
=
dT
RT 2
ki ima v integrirani obliki obliko (ob predpostavki, da je entalpija neodvisna od temperature):
ln p2 - ln p1 = -
∆izp Hm  1 1 
 - 
R  T2 T1 
S pomočjo te zveze bomo pri vaji določili izparilno entalpijo. Če narišemo diagram lnp v odvisnosti od
1/T, je naklon premice enak -∆izpHm/R. Parni tlak tekočine pri različnih temperaturah bomo določali s
statično metodo pri kateri bomo uporabili izoteniskop.
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b)
Tnastavljena / °C
20
24
28
32
36
40
44
48
52
54
T / °C
hlevi / mm
hdesni / mm
∆h / mm
5. Računi in grafi
T/K
pparni / torr
1/T / 10-3 K-1
lnpparni
- graf 1 : Odvisnost parnega tlaka tekočine od temperature
- graf 2: Odvisnost logaritma parnega tlaka od recipročne vrednosti temperature
- Podatki pridobljeni s pomočjo funkcije LINEST v Excelu:
k
n
σk
σn
- Izračun izparilne entalpije:
∆izp Hm =−k ⋅ R =
6. Ocena napake
absolutna napaka: ∆(∆izp Hm =) σ k ⋅ R=
relativna napaka:
∆(∆izp Hm )
∆izp Hm
=
7. Rezultat
∆izpHm= (
±
) kJ mol-1=
kJ mol-1(1 ±
)
Določanje molske mase s
krioskopsko metodo
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Iz znižanja zmrzišča raztopine določi molsko maso preiskovane snovi.
2. Osnove
Če topilu dodamo topljenec, se pri dani temperaturi in tlaku zniža zmrzišče raztopine. Znižanje
zmrzišča raztopine je povezano z njeno sestavo takole
∆T =
RTz*2
x2
∆ talH1
kjer je Tz* zmrzišče čistega topila, ∆ talH1 talilna entalpija topila in x2 molski delež topljenca v raztopini.
Slednjega lahko pri nizkih koncentracijah izrazimo z molalnostjo b, kot x2 = bM1 in dobimo
∆T =
RTz*2M1
b = Kk b
∆ talH1
kjer količino Kk imenujemo krioskopska konstanta; njena vrednost je odvisna le od lastnosti topila. Iz
zadnje enačbe in izraza b = m2/m1M2 , izpeljemo enačbo za izračun molske mase topljenca M2
M2 =
m2Kk
m1 ∆T
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b) m2 =
topilo
T / °C
0,3
0,2
0,1
0,0
-0,1
-0,2
-0,3
-0,4
-0,5
-0,6
-0,7
-0,8
-0,9
-1,0
t / min
t/s
raztopina
T / °C
0,3
0,2
0,1
0,0
-0,1
-0,2
-0,3
-0,4
-0,5
-0,6
-0,7
-0,8
-0,9
-1,0
t / min
t/s
T / °C
t / min
t/s
T / °C
t / min
t/s
5. Računi in grafi
- graf: Ohlajevalna krivulja za topilo in raztopino
- Izračun molske mase topljenca:
Tz* = _______
Tz = _______
∆T = Tz* − Tz = _______
M2 =
m2 Kk
m2 Kk
=
=
m1 ∆T ρ1V1 ∆T
6. Ocena napake
relativna napaka:
∆M2 ∆m2 ∆V1 ∆(∆T )
=
+
+
=
M2
m2
V1
∆T
absolutna napaka: ∆M2 = r .n. × M2 =
7. Rezultat
M2 = (
±
)
g mol-1=
g mol-1 (1 ±
)
Galvanski členi
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
- Napetost in notranja upornost
galvanskega člena
- Merjenje pH
1. Naloga
- Sestavi preprost galvanski člen in s kompenzacijsko metodo določi njegovo napetost in notranjo
upornost
- Danim vzorcem izmeri vrednosti pH s pomočjo kombinirane steklene elektrode
2. Osnove
Galvanski člen je elektrokemijska celica, v kateri spontano poteka kemijska reakcija. Galvanski člen je
sestavljen iz dveh elektrod, ki sta potopljeni v raztopini pripadajočih ionov in med seboj povezani z
vodnikom. Raztopini povezuje elektrolitski ključ. V galvanskem členu poteka reakcija, za katero lahko
− z F EX .
pri danem tlaku in temperaturi izračunamo prosto entalpijo iz zveze Gr G =
Napetost galvanskega člena lahko določimo s kompenzacijsko metodo, pri kateri uporabimo
električno vezje, ki jo boste narisali v točki skica aparature (a). Bistvo metode je v tem, da damo
merjeni napetosti nasproti znano in enako veliko nasprotno napetost. Tako lahko izračunamo
napetost galvanskega člena EX kot
EX = ES
lX
lS
kjer so ES napetost standarda (etalon napetosti), lX in lS pa dolžini žice, potrebni za kompenzacijo
napetosti galvanskega člena in standarda. Če vežemo k prvotnemu električnemu vezju še zunanji
upor RZ in stikalo, potem lahko določimo še notranjo upornost galvanskega člena po zvezi
l

=
RN RZ  X − 1 
 lX ' 
kjer je lX ' dolžina žice pri sklenjenem stikalu.
Vrednost pH je definirana kot negativni desetiški logaritem aktivnosti ionov H+ ( aH ) , ki jo izrazimo
+
=
aH (cH / c ) ⋅ γ H , kjer sta cH in γ H koncentracija in koeficient aktivnosti ionov H+. V raztopinah
kot
o
+
+
+
+
+
vrednosti pH najpogosteje določamo z merjenjem napetosti galvanskega člena (E), v katerem smo kot
indikatorsko elektroda uporabili stekleno elektrodo. Pri vaji bomo uporabljali kombinirano stekleno
elektrodo, ki jo boste narisali v točki skica aparature (b). Pred meritvami instrument za merjenje pH
(pH-meter) praviloma umerimo z ustreznimi standardnimi raztopinami (pufri), katerih vrednosti pH
so znane. Enačba za izračun vrednosti pH ima obliko
E= E ' − ln(10)
RT
pH
F
kjer je E' potencial, ki ustreza pravilni vrednosti pH.
3. Skica aparature
a)
b)
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b) Napetost in notranja upornost galvanskega člena
1. člen:__________________
I / mA
lX / cm
lX ' / cm
lS / cm
lX ' / cm
lS / cm
110
120
130
ES =
RZ =
2. člen:__________________
I / mA
lX / cm
110
120
130
ES =
c) Merjenje pH
pH (vzorec 1) =
pH (vzorec 2) =
RZ =
5. Računi
a) Napetost in notranja upornost galvanskega člena
- Izračun napetosti galvanskega člena:
lX
1.=
EX E=
S
lS
lX
2.=
EX E=
S
lS
- Izračun notranje upornosti galvanskega člena:
l

1. R
=
RZ  X − 1=

N
 lX ' 
l

2. R
=
RZ  X − 1=

N
 lX ' 
- Tabela izračunov:
1. člen:_________________
I / mA
EX / V
RN / Ω
110
120
130
EX
RN
- Izračun proste entalpije za reakcijo v členu:
SKUPNA REAKCIJA V ČLENU:_____________________________________
Gr G =
− z F EX =
2. člen:_________________
I / mA
EX / V
RN / Ω
110
120
130
EX
RN
- Izračun proste entalpije za reakcijo v členu:
SKUPNA REAKCIJA V ČLENU:_____________________________________
Gr G =
− z F EX =
6. Ocena napake
a) Napetost in notranja upornost galvanskega člena
-absolutna napaka
1. člen:
2. člen:
GEX / V
GRN / Ω
GEX / V
110
110
120
120
130
130
=
GEX max|EX −=
EXi |
=
GEX max|EX −=
EXi |
G
=
RN max|RN −=
RNi |
G
=
RN max|RN −=
RNi |
G(Gr G=) z F GEX=
G(Gr G=) z F GEX=
-relativna napaka
∆EX
=
EX
∆RN
=
RN
G(Gr G)
=
Gr G
b) Merjenje pH
GpH = 0,05
∆EX
=
EX
∆RN
=
RN
G(Gr G)
=
Gr G
GRN / Ω
7. Rezultati
a) Napetost in notranja upornost galvanskega člena
EX = (
±
)
RN = (
±
)
GrG = (
V=
V (1 ±
Ω=
Ω (1 ±
) kJ mol-1 =
±
)
)
kJ mol-1 (1 ±
b) Merjenje pH
vzorec 1: pH =
±
=
(1 ±
)
vzorec 2: pH =
±
=
(1 ±
)
)
Viskoznost in površinska napetost
tekočin
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
a) S pomočjo Cannon-Fenskejevega viskozimetra določi viskoznost tekočin.
b) Z manometrično in tenziometrično metodo določi površinsko napetost tekočin.
2. Osnove
a) Viskoznost je merilo za medsebojno zaviranje gibajočih se plasti tekočine ali plinov. Če si
predstavljamo tekočino med dvema vodoravnima ploščama z medsebojno razdaljo y, potem je sila F
potrebna za premik zgornje plošče na tekočini, definirana kot
F =η S
vx
y
kjer je S površina plošče in vx hitrost premikanja plošče. Konstanta η je dinamična viskoznost
tekočine, ki jo izražamo v Pa s oz. v stari enoti poise P (1 · 10-2 P = 1 cP = 1 mPa s) . Viskoznost s
temperaturo pada, zato mora biti pri merjenju ta stalna. Metod za merjenje viskoznosti je precej,
vendar jih je le nekaj pogosteje v rabi. Na vajah bomo spoznali pretok skozi kapilaro, kjer merimo
pretočni čas tekočine (t) skozi kapilaro v izbranem viskozimetru. Zveza za izračun viskoznosti ima
obliko
η=
π r 4g h
8V l
ρt
kjer je r polmer kapilare, g težnostni pospešek, h časovno povprečje višinske razlike med površino
tekočine v zgornji in spodnji bučki, ρ gostota tekočine, V pa njen pretočen volumen. Da se izognemo
težavam, povezanim z natančnim določevanjem količin v enačbi, viskozimeter običajno umerimo s
tekočino z znano viskoznostjo η0 in gostoto ρ0. Tako dobimo
η =η0
ρt
ρ 0t 0
kjer sta t0 in t pretočna časa za obe tekočini. Pogoj za veljavnost zadnje zveze je enak volumen
tekočin.
b) V tekočini delujejo med molekulami privlačne in odbojne sile. Globoko v notranjosti homogene
tekočine delujejo na vsako molekulo sile v vseh smereh enako močno. Drugače pa je na površini
tekočine, kjer rezultanta sil na molekule kaže v notranjost tekočine. Navzven se to kaže kot sila na
površino tekočine, ki jo imenujemo tudi površinska napetost in jo označujemo z γ. Zaradi te je tlak tik
pod površino tekočine različen od tlaka nad površino tekočine. Če ima površina kroglasto obliko je
razlika tlakov enaka
2γ
∆p =
r
kjer je r polmer krivinski polmer površine. Metod za določanje površinske napetosti je več, pri čemer
bomo na vajah uporabljali manometrično in tenziometrično metodo. Pri manometrični metodi skozi
stekleno kapilaro, ki je s spodnjim koncem potopljena v tekočino, sesamo v tekočino zrak in merimo
podtlak, ki je potreben za nastanek zračnega mehurčka. Površinsko napetost tekočine, v katero je
pomočena kapilara do globine l, izračunamo iz enačbe
=
γ
1
g r (ρ 0 h − ρ l)
2
kjer je g težnostni pospešek, r polmer kapilare, ρ0 in ρ gostoti vode in tekočine in h razlika višin
vodnih stolpcev na U-manometru, s katerim merimo podtlak.
Pri tenziometričnem načinu merimo silo, ki je potrebna, da se kovinski obroček odtrga od površine
tekočine, ki ji določamo površinsko napetost. Na tenziometru, s katerim bomo merili površinske
napetosti, direktno odčitamo povšinsko napetost v enotah mN m-1. Točnost tenziometra preverimo z
vodo, katere povšinsko napetost pri temperaturi merjenja izračunano po zvezi iz skript na strani 95.
3. Skica aparature
a) Viskoznost tekočin
b) Površinska napetost
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b) Viskoznost tekočin
viskozimeter 1
voda
tekočina 1
ρ1 =
viskozimeter 2
voda
tekočina 2
ρ2 =
t0 / s
t0 / s
t1 / s
t2 / s
1.
2.
3.
4.
5.
t
ρH O (20 °C)=
2
c) Površinska napetost
- manometrični način
voda (ρ0=
l0 / cm
)
h0 / cm
tekočina 1 (ρ =
l / cm
h / cm
1. meritev
2. meritev
3. meritev
- tenziometrični način
voda
tekočina 1
γ / mN m
1. meritev
2. meritev
3. meritev
povprečje
tekočina 2
-1
)
tekočina 2 (ρ =
l / cm
h / cm
)
5. Računi
a) Viskoznost tekočin
ρ1 t1
=
η1 η=
0
ρ0 t0
ρ2 t2
=
η2 η=
0
ρ0 t0
b) Površinska napetost
- manometrični način
γ 0 (H2 0) =
=
r
2γ 0
=
g ρ 0 (h0 − l0 )
=
γ
1
ρ l)
g r (ρ 0 h −=
2
- tabela izračunov
Tekočina 1
Tekočina 2
-1
γ / mN m-1
r / mm
γ / mN m
r=
γ =
1. meritev
2. meritev
3. meritev
povprečje
6. Ocena napake
a) Viskoznost tekočin
relativna napaka:
∆η1
=
∆t0 ∆t1 max|t0 − t0 | max|t1 − t1 |
+
=
+
=
t0
t1
t0
t1
∆η2
=
∆t0 ∆t2 max|t0 − t0 | max|t2 − t2 |
+
=
+
=
t0
t2
t0
t2
η1
η2
absolutna napaka:
=
∆η1 r .n. =
x η1
γ =
η2 r .n. =
x η2
∆
=
b) Površinska napetost
- manometrični način
absolutna napaka:
∆=
γ 1 max|γ i −=
γ|
∆=
γ 2 max|γ i −=
γ|
relativna napaka:
∆γ 1
=
∆γ 2
=
γ1
γ2
- tenziometrični način
absolutna napaka:
∆=
γ 1 max|γ i −=
γ|
∆=
γ 2 max|γ i −=
γ|
relativna napaka:
∆γ 1
=
∆γ 2
=
γ1
γ2
7. Rezultati
a) Viskoznost tekočin
η1 = (
±
) cP =
cP (1 ±
)
η2 = (
±
) cP =
cP (1 ±
)
b) Površinska napetost
γ1 = (
±
) mN m-1 =
mN m-1 (1 ±
)
γ2 = (
±
) mN m-1 =
mN m-1 (1 ±
)
Adsorpcija
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Pri tej vaji bomo raziskali adsorpcijo ocetne kisline na aktivno oglje.
2. Osnove
Če pride plin v stik s trdno snovjo, je v ravnotežju koncentracija plinskih molekul tik ob površini vedno
večja kot v samem plinu. Ta pojav imenujemo adsorpcija. Snov, ki se adsorbira, imenujemo adsorbat,
snov, na kateri se adsorbat se adsorbat adsorbira, pa adsorbent.
Adsorpcija plina je spontan proces, zato se prosta entalpija sistema pri tem zmanjša (GadsG < 0). Ker
se pri prehodu plina v adsorbirano plast zmanjša število njegovih prostostnih stopenj, pride tudi do
znižanja entropije sistema (GadsS < 0). Iz enačbe
G ads H =G ads G + T G ads S
torej sledi, da mora biti adsorpcija vedno eksotermen pojav (GadsH < 0).
Odvisnost množine adsorbiranega plina od tlaka pri konstantni temperaturi predstavimo z
adsorpcijsko izotermo, ki jo pogosto zapišemo s Freundlichovo empirično zvezo
x
= a pb
m
kjer x/m pomeni množino adsorbiranega plina na enoto mase adsorbenta, a in b sta empirični
konstanti, p pa je ravnotežni tlak plina. Za adsorpcijo komponent iz raztopin na površine trdnih
adsorbentov veljajo enake splošne zakonitosti kot za adsorpcijo plinov. Zgornjo izotermo lahko tako
zapišemo
x
= a cb
m
kjer je c ravnotežna koncentracija raztopine v mol/dm3. Če enačbo logaritmiramo dobimo
 x/m 
 a 
c


log
=
 mol/g  log  mol/g  + b log  mol/dm3 






Če narišemo odvisnost log(x/m) od logc, dobimo premico z naklonom b, odsek na ordinatni osi pa je
enak loga.
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b)
titracija razt. ocetne kisline (K) z NaOH
cKpribližna / M
moglja / g
VK / mL
1.
0,0125
20
2.
0,025
10
3.
0,05
5
4.
0,1
20
5.
0,2
10
6.
0,4
5
cNaOH / M
PRED
STRESANJEM
PO STRESANJU
0
/ mL
VNaOH
1
/ mL
VNaOH
0,01
0,1
5. Računi in grafi
0
c0 =
(cNaOH ⋅ VNaOH
) / VK =
1
(cNaOH ⋅ VNaOH
) / VK =
c=
x = (c0 − c) ⋅V =
V = 100 mL
c0 / M
1.
2.
3.
4.
5.
6.
c/M
x / mol
x/m /mol g-1
log c
log(x/m)
graf 1: Adsorpcijska izoterma: odvisnost x/m od c
graf 2: Odvisnost log(x/m) od logc
- Podatki pridobljeni s pomočjo funkcije LINEST v Excelu:
k
n
k=b=
n = loga → a = 10n =
σk
σn
6. Ocena napake
absolutna napaka:
a ln(10) ⋅ a ⋅σ
∆
=
=
n
∆b= σ k =
relativna napaka:
∆a
=
a
∆b
=
b
7. Rezultat
a=(
±
b=
±
) mol1-b Lb g-1 =
=
mol1-b Lb g-1 (1 ±
(1 ±
)
)
Kemijska kinetika
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Proučevali bomo hitrost hidrolize saharoze v glukozo in fruktozo.
2. Osnove
Vsaka kemijska reakcija poteka z določeno, od narave snovi in razmer odvisno hitrostjo. Nanjo
vplivajo koncentracija, tlak, temperatura, prisotnost katalizatorja in drugo. Reakcijska hitrost (v) je v
splošnem odvisna od koncentracije reaktantov in produktov, za enosmerno reakcijo, pri kateri reagira
ena sama snov, pa velja sledeča zveza
dc
v=
− =
k cn
dt
kjer je c koncentracija reaktanta in k konstanta reakcijske hitrosti. n je red reakcije in je lahko celo
število ali ulomek, redko pa je večje od 2. Če je red reakcije enak ena, pravimo, da je reakcija prvega
reda, itd. Za reakcijo prvega reda dobimo po preureditvi zgornje enačbe in integraciji
ln
c0
= kt
c
Hidroliza saharoze poteka po enačbi:
H
C11H22O11 + H2O 
→ C6H12O6 + C6H12O6
+
saharoza
glukoza
fruktoza
Reakcijo katalizirajo ioni H+, zato jo lahko pospešimo z dodatkom kisline. Reakcijo lahko opišemo s
hitrostnim zakonom za reakcije prvega reda.
Saharoza, glukoza in fruktoza so optične aktivne snovi, kar pomeni da sukajo ravnino polarizacije
linearno polarizirane svetlobe. V začetku, ko je v raztopini le saharoza, je raztopina desnosučna,
raztopina zmesi glukoze in fruktoze, ki jo dobimo ob zaključku reakcije, pa je levosučna. Potek
reakcije lahko zasledujemo tako, da s polarimetrom merimo kot zasuka ravnine linearno polarizirane
svetlobe. Enačbo s pomočjo katere bomo določili navidezno konstanto reakcijske hitrosti ima obliko
ln
α z − αk
= k '⋅ t
αt − αk
kjer sta αz in αk začetni in končni kot zasuka in αt kot zasuka ob času t.
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b)
0,5 M HCl
t / min
cS / M
1,0 M HCl
αt / °
αt / °
t / min
0,5 M HCl
1.
1,0 M HCl
2.
S...saharoza
3.
4.
5.
6.
7.
8.
5. Računi in grafi
začetni kot zasuka: α z =⋅
l [α S ]λ ⋅ cS =
T
(
)
končni kot zasuka: α k =⋅
l [α G ]λ + [α F ]λ ⋅ cS =
T
T
- tabela izračunov
0,5 M HCl
1,0 M HCl
αk =
αk =
t / min
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
αt -αk /°
ln(αt -αk)
t / min
αt -αk /°
ln(αt -αk)
- graf 1: Odvisnost ln(αt - αk) od časa t
- Podatki pridobljeni s pomočjo funkcije LINEST v Excelu:
0,5 M HCl
1,0 M HCl
k = k'
k = k'
σk
σk
6. Ocena napake
- absolutna napaka:
σk =
0,5 M HCl: ∆k ' =
σk =
1,0 M HCl: ∆k ' =
- relativna napaka:
0,5 M HCl:
∆k '
=
k'
1,0 M HCl:
∆k '
=
k'
7. Rezultati
0,5 M HCl: k' = (
±
) min-1 =
min-1 (1 ±
)
1,0 M HCl: k' = (
±
) min-1 =
min-1 (1 ±
)
Električna prevodnost raztopin
elektrolitov
Ime in priimek:
Turnus in skupina:
Datum:
1. Naloga
Izmeri prevodnost močnega in šibkega elektrolita pri več koncentracijah ter obema določi molsko
prevodnost pri neskončnem razredčenju Λ∞ ter konstanti A za močen elektrolit in Kc za šibek
elektrolit.
2. Osnove
Elektroliti so snovi, ki so v talini in/ali raztopini prisotni v obliki ionov in prevajajo električni tok. V
grobem jih delimo na močne in šibke elektrolite. Močni elektroliti so v vodni raztopini praktično
popolnoma disociirani, medtem ko pri šibkih disociacija ni popolna. Električno upornost raztopine R
lahko izrazimo kot
l
S
kjer je ρ specifična prevodnost raztopine, razmerje l/S pa razmerje, ki ga določa geometrija celice s
katero merimo prevodnost raztopine. To razmerje definiramo kot konstanto celice Kcel z enoto cm-1.
Le-to določamo z raztopino z znano specifično prevodnostjo, ki je običajno vodna raztopina KCl.
Zgornjo zvezo lahko zapišemo tudi v recipročni obliki, v kateri definiramo specifično prevodnost κ
(=1/ρ). Da lažje primerjamo prispevke različnih elektrolitov k prevodnosti, izražamo κ na enoto
koncentracije. Tako definiramo molsko prevodnost Λ
R=ρ
κ
Λ=
c
Molska prevodnost močnih elektrolitov pri nizkih koncentracijah pada linearno s korenom
koncentracije. To odvisnost imenujemo Kohlrauchev zakon in ima obliko
Λ =Λ ∞ − A c
kjer je Λ∞ molska prevodnost pri neskončnem razredčenju in A konstanta, značilna za izbrani
elektrolit, topilo in temperaturo.
Disociacijo enostavnega 1:1-elektrolita KA v raztopini zapišemo z ravnotežjem
K
+
c

KA(aq) 
K(aq)
+ A(aq)
za katero lahko zapišemo konstanto ravnotežja
Kc =
α 2c / c O
1 −α
kjer je α stopnja disociacije šibkega elektrolita. Molsko prevodnost šibkega elektrolita lahko zapišemo
kot Λ = α Λ∞ . Iz zadnjih dveh enačb izpeljemo izraz za določitev Λ∞ in Kc
Λ
c
1
= K c (Λ ∞ )2 − K c Λ ∞
O
c
Λ
3. Skica aparature
4. Meritve
a) Pogoji v laboratoriju:
pzun.=
T=
φ=
b)
močni elektroliti
šibki elektroliti
Kcel =
Kcel =
-1
c / mol L
-1
κr / mS cm
c / mol L-1
0,08
0,002
0,04
0,001
0,02
0,0005
0,01
0,00025
0,005
voda
5. Računi in grafi
- Izračun molske prevodnosti elektrolita:
=
Λ
κr − κH O
2
=
c
- Tabela izračunov za močne elektrolite:
c / mol1/2 dm-3/2
Λ / S dm2 mol-1
κr / µS cm-1
- graf 1: Odvisnost molske prevodnosti močnega elektrolita od korena koncentracije raztopine
- Podatki pridobljeni s pomočjo funkcije LINEST v Excelu:
k
n
σk
σn
- Tabela izračunov za šibke elektrolite:
c / mol L-1
κr − κH O
Λ (=
2
c
) / S dm2 mol-1
1
/ S-1 dm-2 mol
Λ
0,002
0,001
0,0005
0,00025
- graf 2: Odvisnost Λ
c
1
od
za šibke elektrolite
O
Λ
c
- Podatki pridobljeni s pomočjo funkcije LINEST v Excelu:
k
n
σk
σn
k
Λ ∞ =− =
n
n2
=
K=
c
k
Λ
c
/ S dm2 mol-1
O
c
6. Ocena napake
• močni elektroliti
- absolutna napaka:
∞
∆Λ=
σ Λ=
σ=
∞
n
∆A = σ A = σ k =
- relativna napaka:
∆Λ ∞
=
Λ∞
∆A
=
A
• šibki elektroliti
- relativna napaka:
∆Λ ∞ σ n σ k
= +
=
Λ∞
n
k
∆K c
σ σ
2 n+ k =
=⋅
Kc
n
k
- absolutna napaka:
∆Λ ∞ = r.n. x ∆Λ ∞ =
∆Kc = r.n. x Kc =
7. Rezultati
- močni elektroliti
Λ∞ = (
A=(
) S dm2 mol-1 =
±
S dm2 mol-1 (1 ±
) S dm7/2 mol-3/2 =
±
)
S dm7/2 mol-3/2 (1 ±
)
- šibki elektroliti
Λ∞ = (
Kc = (
) S dm2 mol-1 =
±
±
)
=
S dm2 mol-1 (1 ±
(1 ±
)
)