Лабораторный практикум по химии

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.

Выполнение опыта. Рассмотрим конкретный пример приготовления 50 мл 0,15 н. раствора H2SO4 из 10%-ного (по массе)

раствора (ρ = 1,069 г/см3).

• Вначале необходимо рассчитать объем 10%-ного раствора H2SO4, требуемый для приготовления заданного раствора.

Пример расчета.

а) определить массу H2SO4, содержащуюся в 50 мл 0,15 н. раствора:

mH2SO4 = CН ×Э × V = 0,15 × 49 ×0,05 = 0,3675 г ,

где Э - эквивалентная масса H2SO4, ЭH2SO4 = M2 = 982 = 49 г ;

б) определить объем 10%-ного раствора H2SO4, в котором содержится 0,37 г H2SO4:

Vр-ра = mв-ва / ω ∙ ρ = 0,37 / 0,1 ∙ 1,069 = 3,46 мл.

• В мерную колбу (см. рис.2,а) заданного объема (в нашем случае 50 мл) поместить вычисленный объем 10%-ного раствора H2SO4 (3,46 мл), отмерив его по бюретке (см. рис.2,в).

•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.2,б). Добавление воды прекратить, когда нижний мениск жидкости коснется метки.

•Колбу закрыть пробкой, раствор перемешать, многократно переворачивая и встряхивая колбу, держа ее за горлышко и

придерживая пробку большим пальцем (раствор сохранить для опыта 3).

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 3. Определение концентрации кислоты методом титрования

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 (см. табл.П3.4).

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

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

Для выполнения опыта необходимо:

• подготовить пипетку на 10 мл, бюретку на 25 мл (см. рис.2,б,в),

(нижняя часть мениска должна касаться этой черты). При отсчете глаз должен находиться на уровне мениска;

• взять три пробы приготовленного в опыте 2 раствора. Для этого взять пипетку емкостью 10 мл (см. рис.2,в), 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

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

конические колбы. В каждую колбу прибавить по 2 - 3 капли индикатора - спиртового раствора метилового оранжевого. Раствор кислоты приобретет красную окраску;

• провести титрование трех проб раствора кислоты предварительно подготовленным в бюретке 0,1 н. раствором щелочи. 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 V2(щ) и третьей V3(щ) колбах. 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 Vср.(щ);

• 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):

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

С= Сн (щ) ×Vср.(щ) = 0,1´Vср.(щ) ;

н(к−ты) V(к− ты) 10

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

• определить абсолютную и относительную ошибки эксперимента:

δабс = | Сн (теор) – Сн (эксп) |,

• полученные результаты записать в рабочую тетрадь.

Контрольные вопросы

1.Перечислите способы выражения концентрации растворов. Укажите их размерность.

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 с использованием:

- массы растворенного вещества и растворителя;

-молярной и эквивалентной масс растворенного вещества;

-объема и плотности 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;

б) из 20 мл 20%-ного раствора HCl (ρ = 1,1 г/мл);

в) из 120 мл 30%-ного раствора H3PO4 (ρ = 1,19 г/мл).

Ответ: а) 10 л; б) 120 мл; в) 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: 40 г. 8. Определите нормальную концентрацию раствора сульфата

калия, в 20 мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. Ответ: 1 н.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

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

Ответ: 100 мл. 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: 8 н

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

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. Степень диссоциации α - отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы, к исходной концентрации

процентах α = Cдисс ´100, %.

Сисх

Для растворов неэлектролитов a = 0; для растворов электролитов, если a = 1, молекулы полностью распались на ионы.

По величине a электролиты условно делятся на сильные, средней

концентрации и температуры.

Гидроксиды щелочных и некоторых 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 См , степени диссоциации a и числа ионов данного вида n, на которое распадается молекула электролита:

Cионов = Cм× α × n .

Например, для 0,5 M раствора H2SO4 при a = 50% концентрация ионов водорода [H+] = 0,5 × 0,5 × 2 = 0,5 моль/л, а ионов [SO42–] = 0,5 × 0,5 × 1 = = 0,25 моль/л.

Зная степень диссоциации электролита a и количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита k, можно

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

рассчитать изотонический коэффициент i, который показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации:

i = 1 + α∙(k – 1).

Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности. При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимый процесс диссоциации. Например, в растворе CH3COOH устанавливается равновесие:

CH3COOH « H+ + CH3COO−.

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 Kдисс, тем слабее электролит (см. табл.П3.3). Например, при сравнении

KHCN < KCH3COOH , следовательно, HCN - более слабая кислота.

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

Kдисс1 > Kдисс2 > Kдисс3 .

На практике удобнее пользоваться не величинами Kдисс , а

величинами pK - показателями кислоты и основания: pKк-ты = -lgKк-ты ;

pKосн = -lgKосн.

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 электролиту, чем a.

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.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

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

pH = -lg[H+ ]; pOH = -lg[OH− ] .

Для нейтральной среды pH = 7, pOH = 7; для кислой среды pH < 7, pOH > 7; 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, труднорастворимыми являются 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.П3.9).

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

AgCl « Ag+ + Cl− .

твердая насыщенный фаза раствор

В насыщенном растворе труднорастворимого соединения при данной температуре, согласно закону действующих масс, произведение концентраций его ионов есть величина постоянная, называемая

произведением растворимости (ПР). Например:

ПРAgCl = [Ag+ ]×[Cl− ].

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

Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO24− ; ПРAg 2CrO 4 = [Ag+ ]2[CrO24− ].

Зная величину ПР можно теоретически рассчитать возможность

образования и растворения осадков. Если произведение концентраций ионов в растворе достигает величины произведения растворимости

[Kn+]m ∙ [Am-]n = ПРKmAn, система находится в равновесии. Если же [Kn+]m ∙ [Am-]n > ПРKmAn или [Kn+]m ∙ [Am-]n < ПРKmAn, система стремится к

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

новому состоянию равновесия, приводящему в первом случае к выпадению осадка, во втором - к его растворению. Эти процессы будут происходить до установления равновесия, т.е. образования насыщенного раствора. В табл.П3.6 приведены произведения 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 и интенсивности свечения нити лампочки.

Выполнение опыта. Собрать установку, состоящую из двух последовательно соединенных угольных электродов, электрической

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 по 20 - 30 мл воды и погрузить в них электроды. Отметить, загорается ли лампочка в обоих случаях. Объяснить наблюдаемые отличия.

Повторить опыт с 0,1 н. растворами соляной кислоты HCl, гидроксида натрия NaOH, уксусной кислоты CH3COOH и гидроксида аммония NH4OH (после каждого опыта промывать электроды!). Следить за изменением интенсивности свечения нити лампочки. Cделать вывод о степени диссоциации веществ. Вылить раствор гидроксида аммония в стакан с раствором уксусной кислоты, опустить в смесь электроды, отметить

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

изменение интенсивности свечения нити лампочки. Объяснить результаты эксперимента.

Результаты наблюдений записать в форму табл.1.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com