Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия» (стр. 4 )

Пример расчета. Допустим, что плотность полученного раствора равна 1,02 г/см3. В нашем примере r = 1,02 г/см3 соответствует w между 3 и 4 масс. % (см. табл. п. 3.1).

Обозначим 3%-ную концентрацию раствора через w 1 и соответствующую ей плотность 1,0193 г/см3 через r 1, 4%-ную концентрацию раствора через w 2 и соответствующую ей плотность 1,0264 г/см3 через r 2, экспериментально полученные величины концентрации и плотности соответственно через w эксп и r эксп.

Тогда .

В нашем примере .

6. Определить абсолютную и относительную ошибки эксперимента:

d абс = | w эксп – w теор | = 3,1 – 3,0 = 0,1.

.

7. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации полученного раствора.

8. Все расчеты и результаты взвешивания записать в рабочую тетрадь.

Выполнить одно из следующих заданий по указанию преподавателя.

Имея сухую соль K2Cr2O7 и воду приготовить растворы, определить ошибку эксперимента. Рассчитать молярную, нормальную (эквивалентную) концентрации и титр приготовленного раствора:

1) 60 г 4,5 %-го раствора K2Cr2O7;

2) 80 г 4 %-го раствора K2Cr2O7;

3) 120 г 3 %-го раствора K2Cr2O7;

4) 50 г 6 %-го раствора K2Cr2O7;

5) 70 г 5 %-го раствора K2Cr2O7;

6) 90 г 2 %-го раствора K2Cr2O7;

7) 120 г 1,5 %-го раствора K2Cr2O7;

8) 110 г 4 %-го раствора K2Cr2O7;

9) 65 г 2 %-го раствора K2Cr2O7;

10) 75 г 6 %-го раствора K2Cr2O7.

Опыт 2. Приготовление растворов серной кислоты заданной молярной и нормальной концентраций

Рассмотрим конкретный пример приготовления 200 мл 0,25 н. раствора H2SO4 из 10 %-ного (по массе) раствора (r = 1,069 г/см3).

Пример расчета. Необходимо рассчитать объем 10 %-ного раствора H2SO4, требуемый для приготовления заданного раствора:

а) определить массу H2SO4, содержащуюся в 200 мл 0,25 н. раствора:

,

где Э – эквивалентная масса H2SO4, ;

б) определить массу 10 %-ного раствора H2SO4, в котором содержится 2,45 г H2SO4:

mр-ра = mв-ва / w = 2,45 / 0,1 = 24,5 г;

в) найти объем 24,5 г 10 %-ного раствора H2SO4:

V = m /r = 2,45 / 1,069 = 2,3 мл.

Выполнение опыта.

1. Рассчитать объем 10 %-ного раствора H2SO4, требуемый для приготовления заданного раствора.

2. В мерную колбу (см. рис.3, а) заданного объема (в нашем случае 200 мл) поместить вычисленный объем 10 %-ного раствора H2SO4 (2,3 мл), отмерив его по бюретке (см. рис. 3, в).

3.Содержимое колбы разбавить дистиллированной водой до метки. Разбавление вести сначала быстро, а когда уровень жидкости будет ниже метки на 0,5 – 1 см, добавлять воду по каплям, лучше всего с помощью пипетки (см. рис. 3, б). Добавление воды прекратить, когда нижний мениск жидкости коснется метки.

4.Колбу закрыть пробкой, раствор перемешать, многократно переворачивая и встряхивая колбу, держа ее за горлышко и придерживая пробку большим пальцем (раствор сохранить для опыта 3).

Выполнить одно из следующих заданий по указанию преподавателя.

Из 10 %-ного (по массе) раствора серной кислоты приготовить:

1) 50 мл 0,055 М раствора H2SO4;

2) 50 мл 0,07 М раствора H2SO4;

3) 100 мл 0,09 М раствора H2SO4;

4) 50 мл 0,14 н. раствора H2SO4;

5) 100 мл 0,075 М раствора H2SO4;

6) 50 мл 0,15 н. раствора H2SO4;

7) 50 мл 0,045 М раствора H2SO4;

8) 100 мл 0,13 н. раствора H2SO4;

9) 50 мл. 0,055 М раствора H2SO4;

10) 50 мл. 0,06 М раствора H2SO4.

Опыт 3. Определение концентрации кислоты

методом титрования

Методом титрования определить нормальную концентрацию полученного в опыте 2 раствора и вычислить абсолютную и относительную ошибки эксперимента.

Определение концентрации, посредством измерения объемов растворов реагирующих веществ называется титрованием. Окончание реакции определяется индикаторами, имеющими разную окраску в кислом и щелочном растворах. С их помощью устанавливается момент нейтрализации кислоты щелочью, или наоборот (табл. п. 3.4).

При титровании удобно пользоваться растворами нормальной концентрации, так как растворы с одинаковой нормальной концентрацией реагируют в равных объемах.

Выполнение опыта.

Для выполнения опыта необходимо подготовить пипетку на 10 мл, бюретку на 25 мл (см. рис. 3 б, в), три конические колбы (рис. 4) и стакан на 50 мл.

1) Подготовить 0,1н раствор щелочи (NaOH) к титрованию. Для этого предварительно сполоснуть бюретку 0,1 н. раствором щелочи (для удаления влаги). Закрепить бюретку вертикально в зажиме штатива и с помощью воронки заполнить ее раствором щелочи до нулевого деления. Заполнить раствором конец бюретки так, чтобы в нем не содержалось воздуха. Если на кончике бюретки остается капля раствора, ее надо снять прикосновением кончика к стенке стакана. Довести уровень раствора до нулевого деления бюретки (нижняя часть мениска должна касаться этой черты). При отсчете глаз должен находиться на уровне мениска.

Рис. 4. Коническая колба для титрования

2. Взять 3 пробы приготовленного в опыте 2 раствора. Для этого взять пипетку емкостью 10 мл, промыть небольшой порцией определяемого раствора кислоты, затем заполнить ее приготовленным в опыте 2 раствором до метки. Поместить отмеренное количество раствора кислоты в коническую колбу для титрования. Так же взять еще две пробы раствора кислоты во вторую и третью конические колбы. В каждую колбу прибавить по 2 – 3 капли индикатора – спиртового раствора метилового оранжевого - раствор кислоты приобретет красную окраску.

3. Провести титрование 3-х проб раствора кислоты 0,1н раствором щелочи. Три пробы исследуемого раствора кислоты (п. 2) титровать предварительно подготовленным в бюретке раствором щелочи (п. 1),. Титрование проводить на белом фоне. Кончик бюретки ввести до зажима в колбу для титрования. Пользуясь зажимом, медленно выливать правой рукой раствор из бюретки, делая левой рукой непрерывные круговые движения колбы для перемешивания раствора. Титрование закончить, когда от прибавления 1 капли щелочи красная окраска раствора перейдет в оранжевую, не исчезающую в течение 1 мин. Отметить по бюретке с точностью до 0,1 мл объем раствора щелочи(V1(щ))., пошедший на титрование кислоты.

Описанным способом провести титрование кислоты во второй и третьей колбах(V2(щ); V3(щ)).. Каждый раз титрование начинать от нулевой отметки. Если объемы израсходованной щелочи во всех трех титрованиях не различаются более чем на 0,1 мл, то титрование выполнено правильно. Найти среднее арифметическое из результатов трех титрований (V(щ)).

4. Рассчитать нормальную концентрацию полученного раствора, пользуясь законом эквивалентов. Согласно следствию из закона эквивалентов, произведение объемов взаимодействующих растворов на их нормальные концентрации есть величина постоянная (равная количеству эквивалентов):

Сн(к-ты)·V(к-ты) = Сн(щ)·V(щ) или ,

где СН (к-ты) и СН (щ) – нормальная концентрация соответственно растворов кислоты и щелочи, V щ и V к-ты – объемы соответственно растворов щелочи и кислоты.

Зная СН (щ)= 0,1н, V щ по результатам титрования и V к-ты =10мл, можно найти Сн(к-ты):

5. Определить абсолютную и относительную ошибки эксперимента:

dабс = | СН (теор) – СН (эксп) |;

.

6. Полученные результаты записать в рабочую тетрадь.

При сдаче лабораторной работы ответьте на следующие вопросы

1. Перечислите способы выражения концентрации растворов. Дайте их определения.

2. Напишите формулы для определения эквивалентных масс гидроксидов (кислот и оснований), солей.

3. Напишите формулы, по которым можно вычислить: а) массовую долю, б) молярную концентрацию, в) нормальную (эквивалентную) концентрацию, г) моляльность, д) титр, зная:

– массы растворенного вещества и растворителя;

– массу растворенного вещества;

– объем и плотность раствора.

4. Вычислите, сколько граммов растворенного вещества содержит 1 л следующих растворов: а) 0,1 н. H2SO4, б) 0,5 н. Na2CO3, в) 0,3 н. H3PO4, г) 0,2 М MgSO4, д) 0,3 н. AlCl3?

Ответ: а) 4,9 г, б) 26,5 г, в) 9,8 г, г) 24,0 г, д) 13,35 г.

5. Определите, какой объем 1 н. раствора можно приготовить:

а) из 1 кг 63 %-ного раствора HNO3. Ответ – 10 л;

б) из 20 мл 20%-ного раствора HCl (r = 1,1 г/мл). Ответ – 120 мл;

в) из 120 мл 30%-ного раствора H3PO4 (r = 1,19 г/мл). Ответ – 1,3 л.

6. Определите молярность растворов:

а) 1 н. NaOH; б) 2 н. H2SO3; в) 6 н. HCl; г) 3 н. Cr2(SO4)3.

Ответ: а) 1 М; б) 1 М; в) 6 М; г) 0,5 М.

7. Определите объем воды, необходимый для приготовления 200 г 20%-ного раствора поваренной соли NaCl. Ответ 40г.

8. Определите нормальную концентрацию раствора сульфата калия, в 20 мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. Ответ 1н

9. Определите объем воды, который нужно прибавить к 100 мл 0,1 н. раствора гидроксида калия, чтобы получить 0,05 н. раствор. Ответ 100мл

10. Определите молярность 20%-ного раствора хлорида цинка, плотность которого 1,186 г/мл. Ответ 1,74 моль/л

11. На нейтрализацию 40 мл 2 М раствора серной кислоты израсходовано 20 мл раствора гидроксида натрия. Определите нормальность раствора гидроксида натрия. Ответ 8н

РАБОТА № 6

Свойства растворов электролитов

Вещества, способные в растворенном или расплавленном состоянии проводить электрический ток, называются электролитами. Соли, кислоты, основания в водном растворе диссоциируют, образуя ионы противоположных зарядов. Вследствие этого их растворы проводят электрический ток и вещества являются электролитами.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a. Степень диссоциации – отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы, к исходной концентрации молекул. α выражается в относительных единицах a = Сдисс/Сисх и в процентах

Если a = 0 – раствор неэлектролита, если a = 1 – молекулы электролита полностью распались на ионы.

По величине a электролиты условно делятся на сильные, средней силы и слабые (см. табл. п. 3.2). Для сильных электролитов a > 0,3 (> 30 %), для средних 0,03 < a < 0,3 (3 – 30 %), для слабых a < 0,03 (< 3 %). Степень диссоциации зависит от природы электролита, концентрации и температуры.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются сильными электролитами. Все соли за исключением HgCl2 и Fe(CNS)3 – также сильные электролиты.

Концентрация ионов в растворе электролита зависит от его концентрации , степени диссоциации a и числа ионов данного вида ni, на которое распадается молекула электролита:

,

Например, для 0,5 M раствора H2SO4 при a = 50 % концентрация ионов водорода [H+] = 0,5 × 0,5 × 2 = 0,5 моль/л.

Зная степень диссоциации электролита и количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекул электролита, можно рассчитать изотонический коэффициент i, который показывает во сколько раз число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе не электролита той же концентрации:

i = 1+ α(k – 1),

где k – количество ионов, образующееся при диссоциации одной молекулы электролита.

Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности.

При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимый процесс диссоциации. Например, в растворе CH3COOH устанавливается равновесие:

Для обратимого равновесного процесса применим закон действующих масс. Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации:

.

Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита к распаду на ионы. Чем меньше величина Кдисс, тем слабее электролит (см. табл. п. 3.3). Например, при сравнении и оказывается, что , следовательно, HCN – более слабая кислота.

Если электролит диссоциирует по ступеням, то каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. При этом.

На практике удобнее пользоваться не величинами , а величинами pK – показателями кислоты и основания:

Чем больше pK, тем слабее электролит.

Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры, но не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую характеристику электролита, чем a.

Для слабых бинарных электролитов степень диссоциации связана с константой диссоциации согласно закону разбавления Оствальда:

.

Для сильных электролитов константа диссоциации не имеет смысла, так как для них процесс диссоциации необратим, т. е. протекает полностью и недиссоциированные молекулы в растворе отсутствуют.

Для характеристики реакции среды в водных растворах введены понятия водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH:

.

Для нейтральной среды pH = 7, pOH = 7; для кислой среды pH < 7, pOH > 7; и для щелочной среды pH > 7, pOH < 7. Сумма pH и pOH всегда равна 14:

pH + pOH = 14.

Насыщенный раствор труднорастворимого соединения, находящегося в равновесии с твердой фазой, относится к гетерогенным системам. Труднорастворимыми веществами принято считать многие электролиты – соли, гидроксиды p - и d-металлов, некоторые кислоты (H2SiO3, b-H2SnO3 и др.). Так, трудно растворимы галогениды серебра, сульфаты бария и стронция, карбонаты бария и кальция. Сульфиды металлов, за исключением сульфидов натрия и аммония также характеризуются очень малой растворимостью (см. табл. п. 5).

Раствор трудно растворимого электролита становится насыщенным при очень малых концентрациях. Между твердой фазой и раствором электролита устанавливается равновесие, например:

.

В насыщенном растворе труднорастворимого соединения при данной температуре согласно закону действующих масс произведение концентраций его ионов есть величина постоянная и называется произведением растворимости. Для AgCl, например, .

В выражении ПР необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты в соответствующем уравнении диссоциации, например:

Из понятия ПР вытекают условия образования и растворения осадков. Если произведение концентраций ионов в растворе [Kn+]m[Am-]n достигает величины произведения растворимости,[Kn+]m[Am-]n = ПРKmAn, система находится в равновесии. Если [Kn+]m[Am-]n > ПРKmAn или [Kn+]m[Am-]n < ПРKmAn, система стремится к новому состоянию равновесия, приводящему в первом случае к выпадению осадка, во втором – к его растворению. Эти процессы будут происходить до тех пор, пока не будут достигнуты концентрации ионов, соответствующие величине произведения растворимости. В табл. п. 3.6 приведены величины произведений растворимости некоторых труднорастворимых веществ.

Опыт 1. Исследование электропроводности растворов различных веществ

Электропроводность растворов зависит от присутствия в них ионов и их концентрации. В нашем опыте она определяется по наличию свечения нити лампы накаливания и интенсивности свечения.

Выполнение опыта. Собрать установку, состоящую из двух последовательно соединенных угольных электродов, электрической лампочки и штепсельной вилки. Подготовить три стакана (емкостью 50 мл) с небольшими количествами (закрыть дно стаканов) соответственно дистиллированной воды, сахара и поваренной соли. Вставить электроды в стакан с дистиллированной водой, а вилку в штепсель (рис). Отметить, загорается ли лампочка, проводит ли вода электрический ток. Затем перенести электроды сначала в стакан с сахаром, а затем в стакан с солью. Отметить, проводят ли сухие сахар и соль ток. Далее в стаканы с сахаром и солью добавить помл воды с последующим погружением в них электродов. Отметить, загорается ли лампочка в обоих случаях. Объяснить наблюдаемые отличия.

Рис. Установка для наблюдения электропроводности растворов

Повторить опыт с 0,1 н. растворами соляной кислоты, гидроксида натрия, уксусной кислоты и гидроксида аммония (после каждого опыта промывать электроды!). Следить за изменением накала нити лампочки и сделать вывод о степени диссоциации веществ. Вылить раствор гидроксида аммония в стакан с раствором уксусной кислоты, опустить в смесь электроды, отметить изменение накала лампочки. Объяснить результаты эксперимента.

Результаты наблюдений внести в таблицу:

Вещество	Результаты наблюдений	Выводы (неэлектролит/слабый электролит/сильный электролит)
Наличие свечения (да/нет)	Интенсивность свечения (слабое/сильное)
Вода
сахар
соль
Р-р сахара
Р-р соли
Р-р HCl
Р-р NaOH
Р-р NH4OH
Р-р CH3COOH
Смесь р-ров NH4OH и CH3COOH

Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации веществ в растворах от их концентрации

Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита, температуры и концентрации раствора. Для слабых бинарных электролитов зависимость от концентрации подчиняется закону разбавления Оствальда:

,

то есть, чем более разбавлен раствор, тем больше степень диссоциации и, соответственно, больше электропроводность раствора. Для подтверждения этой зависимости провести следующий опыт.

Выполнение опыта. В стакан налить вначале ледяную (концентрированную) уксусную кислоту, отметить отсутствие тока в системе. Затем прибавлять постепенно воду и наблюдать отклонение стрелки прибора.

Опыт повторить с серной кислотой, для чего в четыре стакана налить одинаковые примерно до половины объемы растворов серной кислоты различной концентрации: в первый – концентрированный, во второй – разбавленный водой в 25, в третий – в 50, в четвертый – в 250 раз. Собрать установку, состоящую из источника токаВ), амперметраА) и угольных электродов (рис. 6). По очереди определить электропроводность всех четырех растворов, начиная с наиболее разбавленного.

 

Рис. Установка для сравнения электропроводности растворов

Записать результаты опыта в виде таблицы:

Степень разбавления раствора серной кислоты	показания амперметра, А	Выводы
Без разбавления
1:25
1:50
1:250

Построить график зависимости электропроводности раствора от концентрации раствора.

ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ

1. Что является количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации?

2. Перечислите факторы, влияющие на степень диссоциации.

3. Что показывает изотонический коэффициент и от чего зависит его величина?

4. Укажите факторы, влияющие на константу диссоциации.

5. Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

6. Охарактеризуйте смысл понятий рН, рОН растворов.

7. Понятие о ПР труднорастворимых веществ.

8.. Определите нормальную концентрацию раствора FeCl3, зная, что концентрация ионов Сl– равна 0,195 моль-ион/л и степень диссоциации FeCl3 равна 65%. Ответ 0,3н

2. рН 1 · 10-3 н. раствора слабого однокислотного основания равен 9. Определите константу диссоциации основания. Ответ 1· 10–7

3. Определите концентрацию ионов Cl– в 0,25 н. растворе CaCl2, если степень диссоциации равна 72%. Ответ 0,18 моль/л

4. В 1 · 10–1 н. растворе слабой одноосновной кислоты HAn концентрация ионов [H+] составляет 1 · 10-5 моль-ион/л. Определите константу диссоциации кислоты. Ответ 1·10–9

5. Рассчитайте, образуется ли осадок при сливании одинаковых объемов 0,001 М растворов CuSO4 и Na2S, если принять, что соли диссоциированы нацело и ПРCuS = 6 · 10-36. Ответ Образуется

Работа №7

ГИДРОЛИЗ

Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия вещества с водой. Процесс гидролиза происходит только в том случае, когда соль образована хотя бы одним слабым компонентом (основанием и (или) кислотой). В большинстве случаев - это обратимый процесс. Образование слабого основания или слабой кислоты сопровождается связыванием одного из ионов, на которые диссоциирует вода. При этом происходит смещение равновесия процесса в сторону его усиления и изменение pH раствора. pH раствора обычно определяют с помощью индикаторов.

Опыт 1. Гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой

В зависимости от силы основания и кислоты, образующих соль, различают следующие случаи гидролиза:

Гидролиз по катиону характерен для солей, образованных слабым основанием. В результате гидролиза образуется слабое основание и сильная кислота. Реакция среды кислая, рН<7:

Гидролиз по аниону характерен для солей, образованных слабой кислотой. В результате гидролиза образуется слабая кислота и сильное основание. Реакция среды щелочная, рН>7:

Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. В результате гидролиза образуется слабая кислота и слабое основание.

Реакция среды близка к нейтральной, рН≈7 и определяется сравнением констант диссоциации кислоты и основания. Реакция среды определяется сильным компонентом. Если кислота сильнее, реакция среды слабокислая рН~<7 и наоборот.