Laboratorium z chemii fizycznej



Pobieranie 39.93 Kb.
Data06.05.2016
Rozmiar39.93 Kb.

Nr ćwiczenia:

9


Politechnika Radomska im. Kazimierza Pułaskiego

w Radomiu

LABORATORIUM Z CHEMII FIZYCZNEJ


Wydział MiTO

Rok I sem. II

Rok akademicki

2000 / 2001



Data ćwiczenia:

14. V. 2001



Temat ćwiczenia:

Pomiar adsorpcji substancji z roztworów


Zasada Sobiesław

Wachowicz Paweł



Nr grupy ćwiczeniowej:

X


Sprawozdanie oddano dnia:

21. V. 2001r



Ocena:

.......................................



Prowadzący:

.............................




I. Cel ćwiczenia:
Celem ćwiczenia jest zapoznanie się ze zjawiskiem adsorpcji na podstawie pomiaru tego zjawiska z roztworów kwasu octowego.

II. Część teoretyczna:
Rozróżniamy dwie formy adsorpcji na fazie stałej – adsorpcję fizyczną i chemiczną (chemisorpcję). Pierwsza występuje wtedy, gdy adsorbowane cząstki wiążą się z elementami fazy stałej siłami van der Waalsa i dlatego bywa też nazywana van der Waalsowską. Chemisorpcja, inaczej adsorpcja chemiczna lub aktywowana, polega na wiązaniu się cząstek adsorbowanych z podłożem spolaryzowanym wiązaniami atomowymi lub wiązaniami jonowymi. Substancja adsorbowana nosi nazwę adsorbatu, adsorbująca – adsorbentu.

Adsorpcja jest samorzutnym procesem egzotermicznym. Gdy ciśnienie i temperatura układu są stałe, to adsorpcji musi towarzyszyć spadek potencjału termodynamicznego układu Δg < 0. przejściu adsorbowanych cząstek z fazy płynnej na powierzchnię adsorbentu towarzyszy uporządkowanie ich, a więc i spadek entropii, Δs < 0(tak jak podczas krzepnięcia cieczy lub skraplania gazu).

W procesie izotermicznym, jakim jest adsorpcja, zmiana potencjału termodynamicznego jest określona wzorem:

Ponieważ Δg < 0 (proces samorzutny i TΔs < 0, to zawsze Δh < 0. Istotnie więc adsorpcja jest procesem egzotermicznym.

Adsorpcja fizyczna przebiega szybko z niską energią aktywacji, chemisorpcja znacznie wolniej i ma wyższą energię aktywacji (stąd jedna z jej nazw – adsorpcja aktywowana).

Ponieważ adsorpcji fizycznej odpowiada słabe powiązanie siłami van der Waalsa między adsorbentem i adsorbatem, a ze wzrostem temperatury rośnie średnia energia cząstek, to im wyższa temperatura, tym więcej cząstek może odrywać się z powierzchni adsorbentu; adsorpcja tego typu zanika więc ze wzrostem temperatury. W przypadku chemisorpcji podwyższenie temperatury znacznie przyspiesza proces, tak jak dla zwykłej reakcji chemicznej, i adsorpcja nie zanika ze wzrostem temperatury dopóki nie rozpocznie się rozrywanie wiązań w sieci krystalicznej. Efekty cieplne adsorpcji fizycznej są zbliżone do ciepeł skraplania adsorbatów, a chemisorpcji – do ciepeł reakcji chemicznych.

Ilość adsorbatu związanego na powierzchni zależy od jego jakości, nie zależy od własności adsorbentu. Mogą powstawać warstwy grubości wielu średnic cząsteczek (tzw. warstwy wielocząsteczkowe). Stan zaadsorbowanych cząsteczek jest mało zmieniony w stosunku do cząsteczek wolnych, gdyż wiązanie z adsorbentem jest słabe, stąd też adsorpcja fizyczna mało wpływa na przebieg reakcji. Jedynie gdy reagentami są rodniki lub atomy, czemu odpowiada niska energia aktywacji reakcji, wpływ ten staje się większy.

Adsorpcja chemiczna odznacza się dosyć wysoką energią aktywacji, jest więc znacznie powolniejsza. Ilość zaadsorbowanej substancji zależy zarówno od własności adsorbatu, jak i adsorbentu. Warstwy adsorpcyjne są na ogół jednocząsteczkowe. Adsorpcja bardzo zmienia stan cząsteczek, może dochodzić nawet do ich rozpadu na zaadsorbowane rodniki lub atomy. Chemisorpcja zachodzi tylko na miejscach aktywnych. Gdy występuje na katalizatorze kontaktowym, to mechanizm i energia aktywacji ulegają zasadniczym zmianom.

Badacze w różny sposób próbowali wyjaśnić zjawisko adsorpcji. Jednym z nich był Langmuir, który w 1916 r ogłosił swoją teorię. Langmuir przyjął, że pole sił, którym powierzchnia ciała stałego oddziałuje na cząsteczki gazu lub pary, ma mały zasięg, wskutek czego adsorbent może zostać pokryty tylko jednocząsteczkową warstwą adsorbatu. Równowaga adsorpcyjna ma charakter dynamiczny, polegający na tym, że w jednostce czasu tyle samo cząsteczek adsorbatu opuszcza powierzchnię, ile jedocześnie zostaje zaadsorbowanych. Szybkość parowania jest wprost proporcjonalna do ułamka powierzchni już pokrytej i wynosi . Szybkość kondensacji jest proporcjonalna natomiast zarówno do ciśnienia gazu p, jak i do ułamka powierzchni jeszcze nie zajętej (). Przyjmuje ona wartość W chwili osiągnięcia równowagi:

a stąd:


gdzie: (współczynnik adsorpcji).

Jak wynika z rozważań Langmuira w danej temperaturze szybkość adsorpcji maleje w miarę zapełniania się powierzchni adsorbentu. Na skutek tego przy małej początkowej szybkości chemisorpcji ulega ona praktycznie zahamowaniu jeszcze przed osiągnięciem równowagi adsorpcyjnej. Podwyższenie temperatury zwiększające szybkość początkową chemisorpcji powoduje, że zahamowanie następuje przy większym pokryciu powierzchni.

Równanie adsorpcji Gibbsa wiąże zmianę napięcia powierzchniowego roztworu ze zmianami potencjałów chemicznych składników tego roztworu i wyraża się wzorem:



Równanie to jest też nazywane izotermą Gibbsa. Wielkość , nadmiar powierzchniowy substancji J, jest miarą gromadzenia się tej substancji na granicy faz α i β.



W wyrażeniu tym nJ jest całkowitą ilością substancji J w obu fazach, ilością, jaka byłaby zawarta w obu fazach, gdyby ich skład pozostawał jednakowy do samej powierzchni granicznej, σ – polem tej powierzchni [ wartość ΓJ może być zarówno dodatnia – gdy J gromadzi się w warstwie powierzchniowej, jak i ujemna – gdy J ucieka z powierzchni do wnętrza roztworu]. Jeżeli założy się, że na granicy faz gromadzi się wyłącznie surfaktant S (substancja powierzchniowo czynna), to równanie adsorpcji Gibbsa można przedstawić w postaci:


gdzie c jest stężeniem S w głębi roztworu. Zależność ta wskazuje, że gdy S gromadzi się na powierzchni, napięcie powierzchniowe roztworu maleje.


III. Wykonanie ćwiczenia:
Do kolbek stożkowych z korkami na szlif o pojemności 100 cm3odważam po około 2g węgla aktywowanego. Następnie do każdej z nich dodaję odmierzone pipetą po 50 cm3 roztworów kwasu octowego o stężeniach 0,1 i 0,3 mol/dm3. kolbki następnie zatykam korkami i odstawiam na ok. 0,5 godziny.

W tym czasie oznaczam stężenia wyjściowych roztworów kwasu. W tym celu odmierzam do kolbki stożkowej 10 cm3 roztworu kwasu, dodaję kilka kropli fenoloftaleiny i 25 cm3 wody destylowanej, po czym miareczkuję 0,1 M roztworem NaOH do uzyskania trwałego lekko różowego zabarwienia.

Po odpowiednim czasie przesączam kolejno roztwory kwasu octowego zmieszane z węglem aktywowanym i oznaczam ich stężenia po adsorpcji, przeprowadzając miareczkowanie tak samo jak dla roztworów wyjściowych.
IV. Wyniki:
Podczas miareczkowania w roztworze wodnym zachodzi reakcja zgodnie z równaniem:



  • Obliczam stężenie kwasu przed adsorpcją

1)


2)


  • Obliczam stężenie kwasu po adsorpcji

1)


2)








  • Obliczam liczbę moli kwasu po adsorpcji






  • Obliczam liczbę moli zaadsorbowanego kwasu




Wyniki pomiarów i obliczeń zestawiam w tabelach:

Tabela 1



Stężenie roztworu CH3COOH przed adsorpcją


L. p.

Objętość 0,1 M NaOH

Stężenie CH3COOH

c [mol/dm3]



lg c

V1

V2

Vśr

1

11,1

11,3

11,2

0,112

- 0,951

2

31,5

32,1

31,8

0,318

- 0,498



Tabela 2



Stężenie roztworu CH3COOH po adsorpcji


L. p.

Objętość 0,1 M NaOH

Stężenie CH3COOH

c [mol/dm3]



Liczba moli

CH3COOH

x


Masa węgla

m [g]




V1

V2

Vśr

1

6,1

6,3

6,2

0,062

0,0005

2

- 3,602

2

15,6

15,2

15,4

0,154

0,00164

2

- 3,086

Na podstawie otrzymanych wyników sporządziłem wykres , który jest linią prostą o równaniu y = ax + b, gdzie jest współczynnikiem kierunkowym prostej i jest równe tangensowi nachylenia prostej do osi Ox, a punkt przecięcia się wykresu z osią rzędnych b = lg k.


Stosując metodę wyznaczników znajdujemy równanie prostej:


A:
B:




a zatem:





: baza -> h-94




©absta.pl 2019
wyślij wiadomość

    Strona główna