Общая и неорганическая химия (стр. 8 )

Получите у преподавателя задание, найдите в таблице плотность заданного раствора. Измерьте ареометром плотность имеющегося в лаборатории концентрированного раствора заданного вещества и найдите по плотности массовую долю (%) соли в концентрированном растворе (по таблице 1).

Рассчитайте объем концентрированного раствора соли, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации, исходя из того, что масса растворенной соли является одной и той же, как для концентрированного, так и для разбавленного раствора.

= (11.8) для концентрированного раствора;

= (11.9) для разбавленного (заданного) раствора;

т. к. , (11.10) ; то , (11.11)

откуда объем концентрированного раствора

, (11.12)

где - массовая доля,

- плотность,

- объем соответственно концентрированного и разбавленного (заданного) растворов.

Отмерьте маленьким цилиндром рассчитанный объем концентрированного раствора, перенесите его в большой цилиндр и долейте водой до нужного объема, приготовленный раствор тщательно перемешайте (переливая из цилиндра в цилиндр) и измерьте ареометром его плотность. Рассчитайте процент ошибки.

По указанию преподавателя рассчитайте молярную концентрацию или молярную концентрацию эквивалентов, моляльность или молярную долю, титр приготовленного раствора.

Результаты опыта поместить в таблицу.

Раствор	Массовая доля (%)	Плотность раствора, г/см3	Объем раствора, мл
1.  Концентрированный (исходный) 2.  Заданный (разбавленный) 3. Приготовленный

11.3.3 Опыт 3. Приготовление раствора щелочи заданной молярной концентрации эквивалентов.

Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько щелочи потребуется для приготовления раствора заданной концентрации. Взвесьте навеску щелочи на технохимических весах. Растворите ее в мерной колбе в небольшом количестве воды, затем долейте колбу водой до метки. Закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор.

Определите молярную концентрацию эквивалентов приготовленного раствора и сравните с полученным заданием. Для этого отберите из колбы пипеткой 10 мл раствора, добавьте 2 капли индикатора метилоранжа и титруйте 0,1 н раствором НСl до изменения окраски.

Результат титрования запишите (V). Повторите титрование. Результаты титрования не должны отличаться друг от друга более, чем на 0,2 мл.

Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов приготовленного раствора по закону эквивалентов.

, (11.13)

откуда (11.14)

где - концентрация растворов щелочи и кислоты,

- объемы растворов щелочи и кислоты.

11.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Назовите способы выражения состава растворов, охарактеризуйте их.

2 Определите молярную концентрацию раствора, в 40 см3 которого содержится 3,04 г FeSO4.

3 Сколько граммов сульфата алюминия Al2(SO4)2 содержится в 500 см3 0,1 н раствора?

4 Сколько граммов соды Na2CO3 необходимо взять для приготовления 2дм3 0,01 н раствора?

5 Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и массовую долю H2SO4 в 2 М растворе, плотность которого 1,12 г/см3.

6 Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты, содержащего 1,96 г H2SO4 в 500 мл раствора.

7 Вычислите моляльность и молярную долю раствора, содержащего 5,6 г гидроксида калия КОН и 500 г воды.

8 Сколько мл 96% H2SO4 с плотностью 1,84 г/см3 потребуется для приготовления 500 мл 30% H2SO4 с плотностью 1,22 г/см3.

12 СВОЙСТВА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Лабораторная работа № 9

12.1 Цель лабораторной работы

Изучение свойств водных растворов электролитов. Определение водородного показателя среды.

12.2 Теоретическая часть

Электролитами называются вещества, диссоциирующие в воде, других полярных растворителях или расплавах на ионы. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. Перенос тока в растворах и расплавах электролитов осуществляется ионами, поэтому их называют ионными проводниками или проводниками второго рода (в отличие от электронных проводников). К электролитам относятся: кислоты, основания, соли.

Распад на ионы молекул вещества в растворе идет по линии ионной или полярной связи.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота – это электролит, дающий в водном растворе в качестве положительно заряженных ионов – ионы водорода.

Например: HNO3 ↔ H + + NO3 –

HCl ↔ H + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т. е.

H2SO4 ↔ H + + HSO4 – I ступень

HSO4 - ↔ H + + SO4 2- II ступень

В молекулах оснований из двух связей кислорода с металлом и водородом – значительно легче ионизируется первая. Поэтому при диссоциации образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы – гидроксид-ионы. Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе в качестве отрицательных ионов, ионы ОН - .

Например: NaOH ↔ Na + + OH –

Ba(OH)2 ↔ BaOH + + OH - I степень

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH - II ступень

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие не только с кислотами, но и с основаниями. Они называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами. В молекулах таких электролитов прочность связи между металлом и кислородом, незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна по местам обеих этих связей. Диссоциацию амфотерного электролита можно выразить схемой:

H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH –

К амфотерным электролитам относятся гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие.

Соли при растворении в воде диссоциируют на катионы и анионы.

Например: FeCl3 ↔ Fe 3+ + 3 Cl –

Кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы кислотного остатка, при диссоциации которых образуются ионы водорода. Например,

NaHCO3 ↔ Na + + HCO3 - I ступень

HCO3 - ↔ H + + CO3 2- II ступень

Основные соли диссоциируют на анионы кислоты и сложные катионы, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы.

Например,

MgOHCl ↔ MgOH + + Cl - I ступень

MgOH + ↔ Mg 2+ + OH - II ступень

12.2.1 Степень диссоциации

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации, т. е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул.

, (12.1)

α – выражается в процентах.

По величине α электролиты делятся на три группы:

1. Электролиты, имеющие величину α = 3%, или 0,03, называются слабыми электролитами.

2. Электролиты, имеющие величину α от 3 до 30% или 0,03 – 0,2, называются электролитами средней силы.

3. Электролиты, имеющие величину α от 30% до 100%, т. е. от 0,3 до 1 – называются сильными.

К сильным электролитам относятся практически все соли, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов и некоторые кислоты; например, соляная, серная, азотная, хлорная.

К слабым электролитам относятся такие кислоты, как угольная, сернистая, сероводородная, азотистая, синильная, уксусная (и другие) и такие основания, как гидроксид аммония, гидроксид меди (II), гидроксид железа (II), гидроксид железа (III) и другие.

12.2.2 Константа электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый. Для уксусной кислоты уравнение электролитической диссоциации можно записать так:

СН3СООН ↔ СН3СОО - + Н +

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получим:

, (12.2)

Константа равновесия КД характеризует в данном случае электролитическую диссоциацию СН3СООН и называется константой диссоциации. Чем больше ее величина, тем более ионизировано соединение.

Для гидроксида аммония КД диссоциации может быть записана:

NH4OH ↔ NH4 + + OH –

, (12.3)

Так как константа диссоциации с изменением концентрации раствора не изменяется, она дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Это верно, однако, лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у сильных электролитов, в виду большой концентрации ионов (α 100%) начинает сказываться на взаимодействие ионов друг с другом, результатом чего является отклонение от закона действия масс, и изменяется величина КД.