Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия» (стр. 3 )

Скорость реакции в гомогенных системах определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. В химической кинетике концентрация измеряется в молях на литр (моль/л), а скорость - в молях на литр в секунду (моль/л·с). Скорость реакции в гетерогенных системах определяется изменением количества вещества на единице поверхности в единицу времени.

Зависимость скорости химических реакций от различных факторов

К основным факторам, влияющим на скорость химической реакции, относятся: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, поверхность раздела (для гетерогенных систем), катализаторы.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Скорость химической реакции (V) прямо пропорциональна произведению молярных концентраций (С) реагирующих веществ в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам (закон действия масс).

Для гомогенной реакции вида mA + nB = pC + qD

V = kс · CAm · CBn,

где kс – константа скорости. kс зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от концентрации. V= kс при единичных концентрациях взаимодействующих веществ.

Для газовой системы скорость прямой реакции можно записать двояко: и , где рН2 и рN2 – парциальные давления водорода и азота.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 3 - 5 капель 1 н. раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и добавить 2 - 3 капли 2 н. раствора серной кислоты H2SO4.

Через некоторое время наблюдать помутнение раствора, вызванное выделением свободной серы. Реакция идет по уравнению:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S¯.

Время, которое проходит от момента сливания растворов до появления заметного помутнения, характеризует скорость реакции.

Повторить опыт, используя большие количества реагентов. Для этого в три большие пробирки налить разбавленный (1:200) раствор Na2S2O3: в первую – 5 мл, во вторую – 10 мл, в третью – 15 мл. В первую пробирку добавить 10 мл воды, во вторую – 5 мл воды.

В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты.

В пробирки с Na2S2O3 прилить при помешивании по 5 мл приготовленной H2SO4 и точно отметить (по секундной стрелке часов или секундомеру), через сколько секунд после приливания кислоты наблюдается образование мути в каждой пробирке.

Результаты записать в форме таблицы:

Номер пробирки

Объем раствора Na2S2O3, мл

Объем раствора H2SO4, мл

Объем H2O, мл

Время появления мути t, с

v = 1/t

Результаты опыта представить графически, отложив скорость реакции V = 1/t на оси ординат, а концентрации растворов – на оси абсцисс.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость

химической реакции

Зависимость скорости большинства химических реакций от температуры описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10° скорость реакции возрастает в 2 – 4 раза. Эта величина называется температурным коэффициентом реакции, или коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается γ:

.

Закон Вант-Гоффа:

.

Рассчитаем для примера, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 100°, если g = 2. Подставим исходные данные в уравнение Вант-Гоффа:

Правило Вант-Гоффа выполняется только для реакций, энергия активации которых лежит в пределах 84 – 170 кДж/моль. Оно было сформулировано на основе экспериментального изучения таких реакций при относительно низких температурах (g = 2 – 4).

Выполнение опыта. Приготовить три термостата, для чего три стаканчика объемом мл наполнить на 2/3 водой и каждый стаканчик накрыть картонной крышкой с тремя отверстиями:

В одно отверстие каждого термостата поместить термометр, в другое – коническую пробирку с 2 н. раствором серной кислоты и опущенной в нее пипеткой, в третье – пробирку с 10 каплями 1 н. раствора тиосульфата натрия.

Первый стаканчик оставить на столе при комнатной температуре; второй и третий стаканчики поочередно поместить в водяную баню и нагреть второй стаканчик - до температуры на 10°C выше, чем в первый, а третий - на 10°C выше, чем второй.

Не вынимая пробирки с тиосульфатом натрия из термостатов, добавить в них по 1 капле 2 н. серной кислоты из того же термостата.

Отметить время от момента добавления кислоты до появления заметного помутнения раствора в каждом из термостатов. Время протекания реакций определять секундомером или метрономом.

Результаты записать в форме таблицы:

Номер пробирки	Температура	Время появления мути t, с	V = 1/t

Результаты опыта представить графически, отложив скорость реакции V = 1/t на оси ординат, а температуру проведения опыта – на оси абсцисс.

Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции от температуры для данного опыта. Определить температурный коэффициент скорости для данной реакции.

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость

химической реакции

а) Реакция разложения пероксида водорода. Пероксид водорода при нормальных условиях медленно разлагается на свободный кислород и воду.

2H2O2 = O2 + 2H2O

Реакция замедляется при отсутствии освещения (в темноте) и ускоряется в присутствии диоксида марганца (MnO2).

Выполнение опыта. В пробирку внести 3 - 5 капель 10%-ного раствора пероксида водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается. К раствору пероксида водорода добавить несколько крупинок диоксида марганца. Отметить выделение пузырьков газа. Поднести к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?

Сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

б) Реакция окисления тиосульфат-иона ионом железа(III)

Тиосульфат-ион медленно окисляется ионами железа(III) по следующей упрощенной схеме:

2Fe3+ + 2S2032- ↔2Fe2+ +S4062-

Реакция каталитически ускоряется ионами меди(II).

Выполнение опыта. В две пробирки поместить по 3 – 5 капель раствора хлорида железа(III) и 3 – 5 капель воды. В первую пробирку добавить 1 - 2 капли раствора сульфата меди. В обе пробирки добавить по 2 капли раствора тиосульфата натрия. В обеих пробирках появляется фиолетовая окраска комплекса железа (III) с тиосульфатом. Однако в первой пробирке окраска исчезает очень быстро, во второй же - медленно.

Опыт 4. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость химической реакции в гетерогенной системе

Взять два одинаковых кусочка мела, один из них измельчить в порошок. Кусочек мела положить в одну пробирку, а порошок высыпать в другую. В обе пробирки одновременно добавить по 10 капель соляной кислоты. Наблюдать полное растворение мела. Отметить различную скорость выделения СО2 в обоих случаях. Написать уравнение соответствующей реакции.

ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ:

1. Перечислите факторы, влияющие на скорость химических реакций, протекающих:

а) в гомогенной системе; б) в гетерогенной системе.

2. Сформулируйте закон действия масс и напишите его выражение для следующих систем:

а) 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г);

б) 3SiH4(г) + 4NH3(г) = Si3N4(тв) + 12H2(г);

в) CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г);

г) SiCl4(г) + 2H2(г) = Si(тв) + 4HCl(г).

3. Каков физический смысл константы скорости реакции, и от каких факторов она зависит?

4. Как изменится скорость прямой реакции 2СО + О2 = 2СО2 при повышении давления в системе в 2раза?

5. Как влияет температура на скорость химических процессов? Напишите уравнение Вант-Гоффа. Физический смысл температурного коэффициента реакции.

6. Как изменится скорость реакции 2СО + О2 = 2СО2 при повышении температуры на 50° С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

РАБОТА № 3

Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы, могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Например:

где k1 и k2 - константы скорости прямой и обратной реакции соответственно.

С течением времени скорость прямой реакции (Vпр) убывает, а обратной (Vобр) – возрастает и в конечном итоге они выравниваются. Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется состоянием подвижного химического равновесия. Это состояние количественно характеризуется величиной константы равновесия (Kp), которая равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций k1 / k2 = const = Kp

Для реакции общего вида:

Таким образом, отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций исходных веществ в момент подвижного равновесия есть величина постоянная, называемая константой равновесия (закон действующих масс для равновесных систем). Чем больше величина Kp, тем полнее протекает прямая реакция. При Kp ® 0 наблюдается практически полное отсутствие химического взаимодействия.

Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди

В водном растворе ионы меди(II) образуют гексаквакомплексы [Сu(Н2О)6]2+, окрашенные в синий цвет. При добавлении галогенид-ионов молекулы воды последовательно замещаются с образованием ряда галогенидных комплексов вплоть до [CuCl4]2- - желто-зеленого цвета. При разбавлении водой равновесие смещается в обратном направлении с образованием акваионов.

В твердом виде безводный хлорид меди окрашен в изумрудно-зеленый цвет. Кристаллогидраты солей меди, например сульфат меди, окрашены в голубой цвет вследствие координации молекул воды ионом меди.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 5 – 6 капель раствора сульфата меди. Добавить равный объем раствора хлорида натрия. Голубая окраска, переходит в желто-зеленую.

Смещение химического равновесия

При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций изменяются неодинаково: если в большей степени увеличивается vпр, то происходит сдвиг вправо; если vобр - сдвиг влево. Если vпр и vобр изменяются одинаково, значит, равновесие не нарушено. Таким образом, изменяя условия проведения реакции, можно смещать равновесие в нужную сторону, т. е. управлять течением химического процесса.

Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: при изменении внешних условий в равновесной системе происходит сдвиг равновесия, направленный в сторону той реакции, которая противодействует произведенному изменению. Так, благоприятными условиями для получения максимального выхода аммиака по реакции (DH=-80Дж/моль) являются: увеличение концентрации исходных компонентов N2 или H2, понижение температуры и повышение давления.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия обратимой реакции

Увеличение концентрации исходных веществ в состоянии равновесия приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции и увеличению концентрации продуктов реакции и наоборот.

а) Смещение равновесия в растворе роданида железа

При взаимодействии иона железа (Ш) с роданид-ионами образуется ряд комплексных соединений красного цвета. Интенсивность окраски возрастает с увеличением числа лигандов от бледно-желтого для [Fe(SCN)]2+ до кроваво-красного для [Fe(SCN)6]3–.

Увеличение концентрации иона железа (Ш) или роданид-иона приводит к усилению красной окраски роданида железа. Уменьшение концентрации иона железа (Ш) путем связывания его в хлоридный комплекс, приводит к увеличению диссоциации роданида железа, а следовательно, к ослаблению окраски.

Выполнение опыта. В четыре пробирки внести по 5 - 7 капель 0,00025 н. растворов хлорида железа (III) и роданида калия; растворы перемешать. Пробирки поставить в штатив. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, во вторую пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в четвертую – несколько кристалликов хлорида калия. Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски раствора в контрольной пробирке.

Составить уравнение соответствующей обратимой реакции. Написать выражение константы равновесия. Указать направление смещения равновесия в каждой из пробирок.

Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие

Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону эндотермического процесса, сопровождающегося поглощением тепла и наоборот.

Опыт 3а. Смещение равновесия в системе 2NO2 D N2O4 Диоксид азота существует в виде смеси бесцветного мономера NO2 и димера N2O4, имеющего бурую окраску. При изменении температуры наблюдается изменение их количественного соотношения, сопровождающееся изменением окраски от бледно-желтого до бурого.

Выполнение опыта. Взять две сообщающиеся колбы, заполненные диоксидом азота NO2, находящимся в равновесии с его димером N2O4. Одну колбу опустить в стакан с горячей водой, другую – в стакан с холодной водой. Наблюдать изменение цвета смеси газов в колбах. Отметить смещение равновесия в каждой колбе. Вынуть колбы из стаканов, отметить изменение окраски в этом случае. Объяснить результаты наблюдений, исходя из принципа Ле-Шателье.

Опыт 3б. Смещение равновесия при нагревании кристаллогидрата ацетата натрия

При нагревании кристаллогидрата ацетата натрия происходит дегидратация и взаимодействие ацетат-иона с водой (гидролиз):

CH3COONa + 2Н2О D СН3СООН + NaOH + Н2О

Раствор приобретает щелочную реакцию среды за счет образования сильного основания NaOH. Смещение равновесия можно проследить, пользуясь соответствующими индикаторами. Фенолфталеин, например, в щелочной среде имеет малиновую окраску, а в нейтральной и кислой – бесцветен.

Выполнение опыта. В пробирку поместить кристаллический ацетат натрия, прилить 5 – 6 капель воды и добавить 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. Слегка нагреть пробирку, появляется малиновая окраска. Охладить раствор, окраска исчезает.

Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия.

Введение в равновесную систему ионов Н+, обусловливающих кислую реакцию среды, или ОН–, обусловливающих щелочную реакцию среды, приводит к смещению равновесия за счет их нейтрализации и образования слабо диссоциирующих молекул воды.

Реакция превращения хромат - и бихромат - ионов в разных средах.

В растворах, содержащих шестивалентный хром, существует равновесие:

бихромат-ион (оранжевый)

хромат-ион (желтый)

2 CrO42− + 2H+ D Cr2O72− + H2O

Изменение концентрации ионов водорода смещает это равновесие. Cмещение равновесия наблюдаем по изменению окраски: при добавлении кислоты равновесие смещается в сторону образования бихромата: желтая окраска хромат-иона переходит в оранжевую окраску, характерную для бихромат- иона. При добавлении щелочи происходит обратный процесс превращения бихромат-иона в хромат-ион с соответствующим изменением окраски.

Выполнение опыта. В пробирку поместить небольшое количество 10%-ного раствора K2Cr2O7. К этому раствору по каплям добавить раствор щелочи и наблюдать изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавить по каплям раствор серной кислоты, наблюдать появление оранжевой окраски. После этого снова прибавить щелочи и получить желтую окраску.

При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы:

1. Какие реакции называются обратимыми?

2. Каков физический смысл константы равновесия и от каких факторов она зависит?

3. Напишите выражения констант равновесия для следующих реакций:

а) 2SO2(г) + О2(г) D 2SO3(г);

б) 3SiH4(г) + 4NH3(г) D Si3N4(тв) + 12H2(г);

в) CaCO3(тв) D CaO(тв) + CO2(г);

г) SiCl4(г) + 2H2(г) D Si(тв) + 4HCl(г).

4. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Укажите, в каком направлении сместится равновесие в системе 3SiH4(г) + 4NH3(г) D Si3N4(тв) + 12H2(г):

а) при повышении давления,

б) при увеличении концентрации NH3,

в) при увеличении концентрации H2,

г) при снижении концентрации SiH4.

5. Укажите, в каком направлении сместится равновесие в системе H2(г) + I2(г)D 2HI(г)

а) при повышении давления,

б) при увеличении концентрации HI,

в) при увеличении концентрации H2,

г) при уменьшении объема.

РАБОТА № 4

Процессы, протекающие при образовании растворов

Истинные растворы – это многокомпонентные гомогенные системы переменного состава с размером частиц менее 1 нм, находящиеся в состоянии химического равновесия и неограниченно стабильные во времени. В дальнейшем вместо словосочетания «истинный раствор» мы будем говорить просто «раствор».

Процесс растворения веществ сопровождается выделением или поглощением тепла, изменением объема и окраски. Эти, а также некоторые другие явления указывают на химическое взаимодействие растворенного вещества и растворителя. Этот факт впервые был установлен , создавшим свою известную гидратную теорию, согласно которой растворение является химическим процессом. При растворении частицы растворенного вещества образуют с молекулами растворителя неопределенные по составу, более или менее прочные соединения, называемые сольватами. В случае, когда растворителем является вода, они называются гидратами. Сольваты образуются тем легче и они тем более устойчивы, чем более полярны молекулы растворенного вещества и растворителя.

Иногда молекулы воды бывают так прочно соединены с частицами растворенного вещества, что при выделении последнего из раствора в виде кристаллов вода входит в их состав. Кристаллы, содержащие в своем составе воду, называют кристаллогидратами, а воду, в них находящуюся - кристаллизационной.

Опыт 1. Изменение температуры при растворении

При растворении твердого вещества в воде наблюдаются два важнейших процесса: во-первых, происходит образование гидратов (часто это аквакомплексы), что связано с выделением теплоты, а во-вторых, идет распределение гидратированных частиц вещества в растворителе, что связано с поглощением теплоты. Общий тепловой эффект растворения (происходит выделение или поглощение тепла) зависит от того, тепловой эффект какого процесса преобладает.

Выполнение опыта. В две пробирки налить (до 1/3) воды и измерить ее температуру. В первую пробирку поместить 2 - 3г нитрата аммония, во вторую - несколько капель концентрированной серной кислоты. Содержимое пробирок перемешать и измерить температуру полученных растворов. Отметить, при растворении какого вещества теплота выделяется, а какого - поглощается.

Опыт 2. Изменение объема при растворении

Выполнение опыта. Налить в цилиндр с притертой пробкой 5 – 10 мл воды и осторожно добавить такой же объем спирта. Отметить объем полученного раствора. Закрыть цилиндр пробкой и хорошо перемешать. После охлаждения отметить объем раствора. Объяснить происходящее явление.

Опыт 3. Изменение окраски при растворении

Выполнение опыта. Небольшое количество (~ 0,5г) медного купороса прокалить в термостате при 120-150°С в течение 15-30 минут до почти полного исчезновения синей окраски. Полученный порошок растворить в воде. Наблюдать появление синего окрашивания. Объяснить происходящее явление.

Опыт 4.Влияние типа растворителя на процесс растворения.

Процессы, протекающие при растворении, зависят как от типа растворенного вещества, так и от типа растворителя. «Подобное растворяется в подобном», то есть в полярных растворителях хорошо растворяются соединения с полярными (ионными) связями. В воде хорошо растворяются сильные основания, кислоты, соли и плохо растворяются ковалентные соединения. В неполярных растворителях (бензол, четыреххлористый углерод и т. д.) лучше растворяются ковалентные соединения. При этом молекулы растворенных веществ по-разному взаимодействуют с молекулами растворителя.

Выполнение опыта. В три пробирки поместить по 2 - 3 кристалла йода. В первую пробирку добавить немного бензола, во вторую – спирта, в третью –воды. Хорошо перемешать содержимое пробирок.

Отметить цвет полученных растворов. Различная окраска растворов объясняется тем, что неполярные молекулы бензола не соединяются с молекулами йода, а полярные молекулы спирта образуют с йодом сольваты, что сопровождается изменением окраски. В воде иод практически не растворяется.

Опыт 5. Зависимость растворимости солей от температуры. Получение пересыщенных растворов

Растворимость твердых веществ в жидкостях всегда ограничена и изменяется в очень широких пределах. Различным изменением растворимости веществ с повышением температуры часто пользуются на практике для отделения друг от друга солей.

Растворимость жидкостей в жидкостях различна. Большинство жидкостей имеют ограниченную взаимную растворимость. При повышении температуры их растворимость в одних случаях увеличивается, а в других - уменьшается.

Растворимость газов также различна. Большая часть газов лучше растворяется в менее полярных растворителях, чем вода. Растворимость газов уменьшается при нагревании и понижении давления. Существует следующая зависимость: масса газа, растворяющаяся в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна давлению.

В зависимости от содержания растворенного вещества растворы бывают: насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Насыщенными называют растворы, в которых нерастворенное вещество (в осадке) находится в равновесии с растворенным. Растворимость вещества определяется концентрацией насыщенного раствора. Эту концентрацию выражают коэффициентом растворимости, т. е. количеством граммов растворенного вещества, приходящихся на 100 г растворителя.

Раствор, концентрация которого меньше концентрации насыщенного при данной температуре раствора, называют ненасыщенным. Если же концентрация больше, чем концентрация насыщенного при данной температуре раствора, раствор называют пересыщенным. Пересыщенные растворы получаются при осторожном охлаждении растворов, полученных при повышенных температурах. Они, как правило, неустойчивы и при понижении температуры или введении в них кристалла растворенного вещества кристаллизуются.

Выполнение опыта. Налить в пробирку воды и добавить немного хлорида натрия. Раствор перемешать, если вся соль растворилась, добавить избыток соли. Нагреть содержимое пробирки. Если соль полностью растворится, добавить еще небольшое ее количество до получения насыщенного раствора, находящегося в равновесии с осадком. Осторожно слить с нерастворившихся кристаллов горячий раствор в другую пробирку и дать ему остыть. Получим пересыщенный раствор. Отметить кристаллизацию раствора при охлаждении. Опыт повторить с нитратом натрия.

При сдаче лабораторной работы ответьте на следующие вопросы

1.  Какие процессы наблюдаются при образовании растворов?

2.  Укажите внешние признаки, сопровождающие процессы растворения.

3.  Перечислите факторы, влияющие на процесс растворения.

4.  Охарактеризуйте ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы.

Работа № 5

Приготовление растворов заданной концентрации

Способы выражения концентрации растворенного вещества в растворе.

Для удобства изучения способов выражения содержания растворенных веществ в растворах введем следующие обозначения: k - количество компонентов в растворе (k > 1); m0 - масса растворителя, г; mi - масса i-го компонента, г; ni - количество i-го компонента, моль; V - объем раствора, л; Vi - объем i-го компонента, л; Ni - количество i-го компонента, экв; Мi - мольная масса i-го компонента, г/моль; Эi - эквивалентная масса i-го компонента, г/экв; wi - массовая доля i-го компонента; ai - мольная доля i-го компонента; ji - объемная доля i-го компонента.

Массовая доля ω – отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора (масса вещества в 1г. раствора). ω выражается в относительных единицах

, или в процентах .

Массовая доля, выраженная в процентах, называется процентной концентрацией и обозначается C% ( масса вещества в 100г. раствора).

Мольная доля α – отношение количества молей растворенного вещества к общему количеству молей в растворе:

.

Мольная доля аналогично массовой доле выражается в относительных единицах или процентах.

Объемная доля φ – отношение объема растворенного вещества к общему объему раствора (для газообразных систем):

.

Моляльность Cm – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя (моль/кг) (количество молей вещества в 1кг растворителя):

.

Массовая концентрация ri – отношение массы растворенного вещества к общему объему раствора (г/л) (масса вещества в 1л. раствора):

.

В аналитической химии используется титр T – количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора (г/мл).

Молярная концентрация CM, или M – отношение количества молей растворенного вещества к общему объему раствора (моль/л) (количество молей вещества в 1л. раствора):

.

Эквивалентная или нормальная концентрация CН, H – отношение количества эквивалентов (эквивалент – это количество вещества, которое нацело реагирует с 1 молем атомов водорода или вытесняет это количество водорода из его соединений) растворенного вещества к общему объему раствора (моль - экв/л) (количество моль-эквивалентов вещества в 1л. раствора):

.

Эквивалентная масса соотносится с мольной массой следующим образом:

для кислот: ;

для оснований: ;

для солей и оксидов: ,

где nH+ – основность кислоты; nOH- – кислотность основания; nMe – число атомов металла в молекуле соли или оксида; BMe – валентность металла.

Например:

Отсюда следует, что для кислот CH = CM . nH+; для оснований CH = CM . nOH-; для солей и оксидов CH = CM . nMe . BMe.

Моляльность, мольная доля и массовая доля широко применяются в физико-химических исследованиях, так как они не связаны с объемом раствора и не зависят от температуры. В аналитической химии для количественных определений часто пользуются титрованными растворами (растворами с известным титром), а также растворами с известной эквивалентной (нормальной) концентрацией.

Метод приготовления раствора зависит от способа выражения заданной концентрации. Общим для всех методов является то, что сухие вещества взвешиваются на технохимических или аналитических весах в зависимости от величины навески и точности, с которой должен быть приготовлен раствор.

Жидкие вещества отмеряются мерными сосудами: мензурками, цилиндрами, пипетками или бюретками.

При расчете объема жидкостей часто пользуются соотношениями

r = m / V; V = m / r,

где r – плотность жидкости в г/мл или г/см3, m – масса жидкости в г, V – объем жидкости в мл или см3;

Рис. Ареометр

На практике плотность жидких веществ и растворов измеряется ареометром (рис.), шкала которого позволяет определять плотность обычно с точностью до 0,005 г/см3, что соответствует погрешности примерно в 1%.

Плотность воды при нормальных условиях равна единице, поэтому масса и объем воды количественно совпадают.

Для приготовления растворов с определенной молярной или нормальной концентрацией используются мерные колбы – плоскодонные, круглые колбы с узкими горлами и пришлифованными стеклянными пробками (рис.). Мерными колбами пользуются и в тех случаях, когда необходимо разбавить раствор в строго определенное число раз.

Рис. Мерные сосуды для приготовления растворов:

а – колба, б – пипетка, в – бюретка

Опыт 1. Приготовление раствора бихромата калия K2Cr2O7

с определенной массовой долей

Рассмотрим конкретный пример приготовления 50 г раствора K2Cr2O7 с массовой долей 3 %.

Пример расчета. Необходимо рассчитать количество K2Cr2O7 и воды, требующееся для приготовления раствора:

,

.

Поскольку плотность воды равна 1 г/см3, то объем воды равен ее массе, т. е. VH2O = 48,5 мл.

Выполнение опыта.

1.Рассчитать количество K2Cr2O7 и воды, требующееся для приготовления раствора.

2. На весах взвесить рассчитанную массу (1,5г) бихромата калия. Навеску K2Cr2O7 перенести в стаканчик на 100 мл.

3. Отмерить цилиндром или мензуркой рассчитанный объем (48,5 мл) воды и перелить в стаканчик с K2Cr2O7. Смесь перемешать стеклянной палочкой с резиновым наконечником до полного растворения кристаллов соли.

4. Определить плотность полученного раствора ареометром (см. рис.), для чего часть приготовленного раствора перелить в цилиндр емкостью 50 – 60 мл до 4/5 его объема, и осторожно поместить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок цилиндра. При этом уровень раствора жидкости должен приходиться на шкалу ареометра. Показание шкалы ареометра на уровне поверхности раствора по нижнему мениску отвечает его плотности.

5. Рассчитать массовую долю K2Cr2O7 (в масс. %) в растворе по плотности