Оформление лабораторной работы и лабораторного журнала

Все результаты опытов и наблюдений, промежуточные расчеты и выводы должны быть отражены студентом в лабораторном журнале в виде отчета.

Записи в лабораторном журнале должны проводиться в следующем порядке:

1. Дата. Название работы.

2. Цель работы и теоретическая часть.

3. Рисунок или схема экспериментальной установки.

4. Список используемой посуды, химических реактивов и оборудования.

5. Уравнение реакции каждого опыта или каждой стадии с коэффициентами.

6. Предварительные расчеты.

7. Запись наблюдаемых явлений.

8. Запись результатов работы.

9. Выводы по каждому опыту.

Если результаты работы требуется представить в виде графика, то его оформляют либо с помощью миллиметровой бумаги, либо используя программу Excel.

При сдаче практической работы лабораторный журнал с отчетом предоставляется преподавателю.

Лабораторная работа №1 определение молярной массы эквивалента металла по количеству выделившегося водорода Теоретическая часть.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных реакциях (или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях).

Эквивалент есть 1/Z* часть частицы, где Z* - число эквивалентности. При Z* = l эквивалент частицы соответствует самой частице. С понятием эквивалент связаны следующие величины:

Количество вещества эквивалента – n (l/Z* X) моль. Это такое количество вещества X, которое соединяется с водородом количеством вещества 1 моль или замещает то их количество водорода в химических реакциях.

n (l/Z* X) = n (X) ∙ Z*, где n (Х) - количество вещества Х.

Молярная масса эквивалента – M (l/Z* X), г/моль.

M (l/Z* X) = M (X) / Z*

Молярный объем эквивалента - V (1/Z* X), л/моль

V (l/Z* X) = V(X) / Z*

Понятие эквивалента соединения употребляется только по отношению к конкретной химической реакции. Так, в реакциях ионного обмена число эквивалентности веществ соответствует произведению числа катионов (или анионов) этого соединения, участвующих в обмене на их заряд. Типичным примером реакции ионного обмена являются реакции нейтрализации, гидролиза. В них могут принимать участие разное число катионов (или анионов) одного соединения в случае многоосновных кислот и многокислотных оснований.

Н₃РО₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O Z* = 1

Н₃РО₄ + 2 NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O Z* = 2

Н₃РО₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O Z* = 3

NaH₂PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ Z* = l

NaH₂PO₄ + 2 NaOH = Na₃PO₄ +2H₂O Z* = 2

NaH₂PO₄ + HC1 = H₃PO₄ + NaCl Z* = l

Молярная масса эквивалента дигидрофосфата натрия в соответствующих реакциях равна:

М(NаН₂РО₄) = 120 г/моль

M(l/2NaH₂PO₄) = 60 г/моль

M(l/2 NaH₂PO₄) = 120 г/моль

M (l/Z* соли) = М (соли) / (число атомов метала (степень окисления металла) участвующих в реакции)

Определение эквивалента вещества в окислительно-восстановительных процессах. Элементарным процессом окисления (восстановления) можно считать процесс отдачи (или присоединения) электрона к атому водорода

Н - е = Н⁺ (окисление)

Н + е = Н" (восстановление).

Так как эквивалент водорода равен 1 (Z* = 1), то эквивалент электрона тоже равен 1 (Z* =1). Тогда в окислительно-восстановительных реакциях эквивалент окислителя или восстановителя определяется по числу электронов, участвующих в процессах восстановления или окисления соответственно.

Пример:

2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ + 5 Na₂SO₃ = 2 MnSO₄ + K₂SO₄ +5 Na₂SO₄ +3 H₂O

Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺² Z* = 5 S⁺⁴ − 2e → S⁺⁶ Z* = 2

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn0₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 1e → Mn⁺⁶ Z* = 1

S⁺⁴ − 2e → S⁺⁶ Z* = 2