Laboratorni_cviceni_protokoly_1-8_a_10-11

 prostoru teploměru. Aparaturu jsem postupně zahříval v olejové lázni napojené na kontaktní teploměr Vertex až na teplotu 120 oC . Od  momentu, kdy se v hlavě začal kondenzát vracet zpět do kolony, jsem vyčkal asi 5 minut, odečetl teplotu par v hlavě kolony a mírným pootočením kohoutu jímal do zkumavky asi 0,5 cm3 destilátu. Pomocí injekční stříkačky a trubičky se skleněným kohoutem jsem odebral několik kapek vroucí kapaliny pro stanovení indexu lomu a dále jsem odečetl teplotu vroucí směsi.
Změřil jsem index lomu odebraného destilátu i směsi z varné baňky a podle kalibračního grafu zjistil složení jednotlivých frakcí v obj% .
Tabelované teploty varu acetonu jsou 56,2 oC a toulenu 110,6 oC
Tabulka naměřených a stanovených hodnot
Teplota[oC]
nD20
Složení destilátu
Složení kapaliny
par
kapaliny
destilátu
kapaliny
Cacet[obj. %]
X acet
Cacet[obj. %]
X acet

56,5
75,0
1,3592
1,4518
95,57
0,9690
29,43
0,3769
Pro výpočet teoretických pater kolony jsem vyjádřil obsah těkavější složky (acetonu) v obou kapalinách v molárních zlomcích.
(Kde xacet je molární zlomek acetonu, n a d je počet molů a hustota příslušné látky.)
Počet teoretických pater lze stanovit ze vztahu Fenskeho:
(Kde T101,325 je rozdíl v bodech varu složek tvořící binární směs za normálního tlaku a T je průměr teplot kapaliny ve varné baňce a par v hlavě kolony [K].)
Vlastní destilace směsi aceton + toluen na rektifikační koloně
Postup: Po provedeném měření , spojeném se stanovením počtu teoretických pater kolony, jsem mírným pootevřením kohoutu v hlavě kolony nastavil refluxní poměr (tj. poměr počtu kapek kondenzátu , vracejících se zpět do kolony k počtu kapek kondenzátu jímaných do zkumavky) na hodnotu 5:1. Do jednotlivých zkumavek jsem postupně jímal vždy 1 cm3 destilátu a současně zaznamenával teplotu par v hlavě kolony. Tímto způsobem jsem postupoval až do okmažiku, kdy teplota par v hlavě kolony nepoklesla,což znamenalo vydestilování složky s nižším bodem varu (aceton) a původně nastavená teplota lázně byla tedy příliž nízká na to,aby přes kolonu přešly páry složky s vyšším bodem varu (toluen). Proto jsem postupně zvýšil teplotu olejové lázně až na hodnotu 190 oC a při nezměněném refluxním poměru jsem dále jímal další frakce po 1 cm3 destilátu a zaznamenával teplotu par v hlavě kolony.
U všech frakcí jsem změřil index lomu a pomocí kalibračního grafu zjistil jejich složení.
Tabulka naměřených a stanovených hodnot:
Frakce č.
Celkový objem oddestilované kapaliny [cm3]
Teplota par [oC]
nD20
Cacet[obj.%]
1
1
58,0
1,3604
94,71
2
2
57,5
1,3610
94,29
3
3
56,0
1,3618
93,71
4
4
55,5
1,3608
94,43
5
5
55,0
1,3592
95,57
6
6
103,0
1,4074
61,14
7
7
109,0
1,4512
29,86
8
8
109,0
1,4754
12,57
9
9
109,0
1,4848
5,86
10
10
109,5
1,4872
4,14
11
11
110,0
1,4898
2,29
12
12
110,0
1,4908
1,57
13
13
110,0
1,4910
1,43
14
14
110,0
1,4918
0,86

Závěr: V úloze číslo šest jsme potvrdili,že ačkoliv se teplota varu acetonu a toluenu liší o 54,4oC, nelze tyto složky od sebe oddělit prostou destilací v dostatečně čistém stavu. Pokus potvrdil,že rozdělit danou směs na čisté složky je možné destilací na koloně tedy rektifikací,která výrazně účinější metodou než prostá destilace. Prvních pět frakcí obsahovalo cca 95% acetonu a 5% toluenu,kdežto od frakce číslo dvanáct bylo v destilátu zastoupeno pouze 1% acetonu a 99% toluenu.

Datum:5.12.2006 Lukáš Daniel
Úloha č. 8: Elektrodové potenciály a ověření platnosti Nernst-Petersovy rovnice
Úvod: Elektrodový potenciál (nebo také oxidačně-redukční potenciál) je vyjádření míry schopnosti redoxního systému převést jednoho z reakčních partnerů do oxidovaného stavu. Jeho velikost však nelze měřit přímo, pouze jej můžeme srovnávat s potenciály jiných elektrod (využívá se vodíkové elektrody jejíž standandardní redoxní potenciál byl dohodou stanoven na 0,0V).
Pokud ponoříme kovovou elektrodu do roztoku soli obsahující kationty kovu ,z něhož je elektroda vyrobena, ustaví se mezi elektrodou a roztokem potenciálový rozdíl, pro který platí Nernstova rovnice:

(Kde je elektrodový potenciál daného kovu, standardní elektrodový potenciál kovu, aktivita kationtů Mn+,R univerzální plynová konstanta,T termodynamická teplota, F Faradayova konstanta, n počet nábojů kationtu Mn+ a =- koncentrace kationtů Mn+ * aktivitní koeficient iontu Mn+)
Ve velmi zředěných roztocích , v nichž se hodnota aktivitního koeficientu blíží 1, je možné do Nernstovy rovnice dosadit místo koncentraci
Jestliže do rozroku obsahující oxidovanou i redukovanou formu určité látky ponoříme elektrodu z ušlechtilého kovu, nabije je tato na jistý potenciál,jehož velikost je vyjádřena Nernst – Petersovou rovnicí:
(Kde je redoxní potenciál soustavy, standardní redoxní potenciál soustavy a n počet přenášených elektronů, které přijme oxidovaná forma při přechodu na redukovanou).
Měření elektrodových potenciálů Ag,Cu,Pb a Zn
Postup: Poplatinovanou vodíkovou elektrodu jsem ponořil do 30cm3 roztoku HCl(1,184M) o aktivitě aH+=1 a elektrodu sytil mírným proudem vodíku z tlakové láhve. Solné můstky jsem pomocí vodní vývěvy naplnil nasyceným roztokem KNO3.
Do kádinky jsem nalil 25 cm3 0,01M roztoku Ag NO3 a postavil ji na korkovou podložku do fotomisky. Ag elektrodu jsem očistil smirkovým papírem,opláchl destilovanou vodou a ponořil do roztoku Ag NO3. Obě elektrody jsem spojil pomocí solného můstku a digitálním voltmetrem změřil EMS článku:
Toto EMS se přímo rovná EAg+/Ag (viz první rovnice) protože potenciál standardní vodíkové elektrody je roven nule. Obdobně jsem postupoval i při měření elektrodových potenciálů ostatních kovů.
Tabulka naměřených hodnot:
Elektroda
EoMen+/Me [V]
EMen+/Me [V], pro cMen+=0,01M
Teor.
Exp.
Ag/Ag+
0,799
0,681
0,678
Cu/Cu2+
0,345
0,286
0,286
Pb/Pb2+
-0,12
-0,179
-0,256
Zn/Zn2+
-0,762
-0,821
-0,687
Měření redoxního potenciálu systému [Fe(CN)6]3- - [Fe(CN)6]4-
Postup: Na analytických vahách jsem navážil 3,2927g K3[Fe(CN)6] a 4,2137g K4[Fe(CN)6] potřebných k přípravě 100,0cm3 0,01M roztoků těchto solí. Solné můstky označené Fe3+/Fe2+-H2 jsem naplnil nasyceným roztokem KNO3 a sestavil článek:
Do kádinky v níž je umístěna elektroda tvořena Pt drátkem jsem napipetoval
20,0 cm3 0,1M roztoku K4[Fe(CN)6] a z mikrobyrety přidal 0,20cm3 0,1M roztoku K3[Fe(CN)6]. Roztok v kádince jsem opatrně promíchal tyčinkou a po připojení voltmetru změřil EMS článku – čili přímo EMS systému E .
Další měření redoxního potenciálu jsem provedl po přidání 0,30; 1,50; 3,00 a 15,00cm3 roztoku K3[Fe(CN)6]. Všech pět měření jsem zopakoval s jiným solným můstkem.
Dalších 2*4 měření jsem provedl napipetováním 20,00cm3 0,1M roztoku K3[Fe(CN)6] do kádinky a postupným přidáváním 0,20; 0,30; 1,50 a 3,00 roztoku K4[Fe(CN)6].
(Pro každou sérii jsem použil jiný solný můstek)
Tabulka naměřených hodnot:
Č.
Přidané množství 0,1M roztoku
soli železa [cm3]
[V]
Fe2+ [cm3]
Fe3+ [cm3]
Teor.
Exp1
Exp2
Exp. Ř
1
20,00
0,20
1/100
-2
0,352
0,351
0,356
0,353520,301/40-1,60210,3760,3760,3740,37531,501/10-10,4110,4150,4080,411543,00Ľ-0,60210,4350,4370,4310,434515,001/100,4700,4620,4630,462560,2020,00100/120,5880,5690,5730,57170,3040/11,60210,5650,5570,5560,56581,5010/110,5290,5280,5250,526593,004/10,60210,5060,5060,5010,5035Rovnice Nernst- Petersova  EMBED Equation.3  EMBED Equation.3 je rovnicí přímky, kterou můžeme psát v obecném tvaru y=a + bx. Konstanty a,b lze zjistit z rovnice metodou nejmenších čtverců dosazením do výrazů:

(Kde = součet všech , = součet všech , součet všech Ř ,= součet všech * Ř a n počet experimentálně zjištěných bodů vynesených do grafu.)
a
b
0
15,858
0
4,203
0,896
0,467
0,0565
Závěr: Experimentálně stanovené hodnoty EAg/Ag+ a ECu/Cu2+ pro c Men+ = 0,01M se lišily od teoretických hodnot jen velmi nepatrně,avšak zjištěné hodnoty EPb/Pb2+ a EZn/Zn2+ se odlišovaly od teoretických hodnot o 43,0 resp. o 11,0% , což mohlo být způsobeno např. zanesením nečistot při broušení elektrod nečistým smirkem, či znečištěním elektrod nežádoucí příměsí cizího kovu (kadmium).
Stanovená EMS systému [Fe(CN)6]3- - [Fe(CN)6]4- se lišila od teoretických hodnot řádově o desetinu procenta,což potvrzuje platnost Nernst- Petersovy rovnice. Důkazem platnosti je výše setavený graf závislosti EFe3+/Fe2+ na log[Fe3+]/[Fe2+] jehož směrnice je rovna 0,0565(skutečná směrnice Nernst-Petersovy je 0,059)

Datum: 21.11.2006 Lukáš Daniel
Úloha č. 10: VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion)
Úvod: Pomocí VSEPRu je relativně jednoduché určit tvar koordinační sféry atomů, tedy tvar molekul, iontů a molekulových fragmentů prvků hlavních skupin, nebo přechodných kovů s elektronovou konfigurací d0 nebo d10. Systém je založen na následujících pravidlech:
víceatomová molekula se skládá z jednoho centrálního atomu a několika ligandů.
centrální atom je obklopen ligandy a volnými elektronovými páry.
ligandy mají obvykle vyšší elektronegativitu než centrální atom.
elektrony v molekule jsou uspořádány do dvojic: buď jsou použity pro vazbu nebo tvoří tvoří nevazebné elektronové páry.
elektronové páry se uspořádají v prostoru tak, aby se co nejméně odpuzovaly
volné elektronové páry zaujímají více prostoru než vazebné
volné elektronové páry a jednotlivé vazby zaujmou takovéto uspořádání:
2 ligandy – lineární
3 ligandy – rovnostranný trojúhelník
4 ligandy – tetraedr
5 ligandů – trigonální bipyramida nebo čtvercová pyramida
6 ligandů – oktaedr nebo čtvercová bipyramida
7 ligandů – pentagonální pyramida
volné elektronové páry a násobné vazby obsazují v trigonální bipyramidě vždy ekvatoriální polohy.
volné elektronové páry se nepoužívají při pojmenování tvaru molekuly.
rozdílné objemy volných elektronových párů, násobných vazeb a jednoduchých vazeb způsobují deformace vazebných úhlů od ideálních hodnot.
Vyhodnocení úlohy
Vzorec
Nákres tvaru
Popis tvaru molekuly
Vazebné úhly
Vazebné délky
SO2
Lomená
O-S-O < 120 o
Vazby stejně
dlouhé
NOCl
Lomená
N-O-ClN-C
CH3+
Rovnostranný trojúhelník
α = 120 o
VSD
PF4+
Tetraedr
α = 109,5 o
VSD
SO3
Rovnostranný trojúhelník
α = 120 o
VSD
COCl2
Rovnoramenný trojúhelník
Cl-C-Cl120 o
C=