МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО «ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Факультет общих математических

и естественнонаучных дисциплин

ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 2

Учебное пособие

Череповец

2011

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 1 от 30.09.10 г.

ББК 24

УДК 54

Х46

Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, про- токол № 4 от 23.12.10 г.

Х46

Химия: Лабораторный практикум. Ч. 2 / Г.А. Котенко, О.А. Калько, С.Н. Балицкий, Ю.С.  Кузнецова, Н.В. Кунина, О.В. Ульянова: Учеб. пособие. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2011. – 74 с. – ISBN 978–5–85341–420–4.

В настоящем учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии.

Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических и нехимических специальностей вузов.

Рецензенты: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

© Коллектив авторов, 2011

©

ISBN 978–5–85341–420–4

ГОУ ВПО «Череповецкий госудаственный университет», 2011

Введение

Настоящий лабораторный практикум предназначен для студентов тех специальностей, в учебных планах которых содержатся дисциплины «Химия», «Общая химия», «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанных курсов. В часть 2 включены работы по темам: «Комплексные соединения», «Растворы», «Свойства воды».

Лабораторные работы включают в себя: цель работы, основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания.

При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами, с некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов.

Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач. Для закрепления изученного материала студенту также следует ответить на один из вариантов контрольного задания.

Работа 1 растворы. Кислотно-основное титрование

Цель работы: получить общие представления о растворах и способах выражения их состава. Познакомиться с методами титриметрии и с законом эквивалентов для растворов. Экспериментально определить состав (концентрацию) анализируемого раствора методом кислотно-основного титрования.

Основные теоретические положения

Раствор – однофазная гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, а также продуктов их взаимодействия, сос­тав которой может непрерывно меняться в пределах, ограниченных взаимной растворимостью веществ.

Важнейшей характеристикой раствора является количественное содержание растворенных в нем веществ. Состав раствора принято выражать с помощью следующих величин:

1. Массовая доля растворенного вещества ₂ (иначе процентная массовая концентрация) – отношение массы растворенного вещества m₂ к массе раствора m:

Здесь и далее у величин, относящихся к растворителю, применяется индекс «1», индекс «2» относится к растворенному веществу, а отсутствие индекса указывает на свойство раствора как целого.

ω₂ – безразмерная величина, выраженная в долях единицы или в процентах, % мас.

2. Моляльная концентрация вещества С_m (иначе моляльность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества n₂ к массе растворителя m₁ в килограммах:

,

где М₂ – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Если массу растворителя выражать в граммах, то для расчета моляльности следует пользоваться формулой

.

3. Молярная концентрация вещества С₂ (иначе молярность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества к объему раствора V в дм³ (иначе в литрах)

.

Она показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 дм³ или 1 л раствора. Единицы молярной концентрации – моль/дм³ или М.

4. Молярная концентрация эквивалента вещества С_э (иначе нормальность раствора, нормальная концентрация или эквивалентная концентрация) – отношение числа моль эквивалентов растворенного вещества n₂ к объему раствора (в дм³):

,

где М₂ – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; z – число эквивалентности растворенного вещества.

Нормальность раствора показывает, сколько моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 дм³ раствора. Единицы нормальности раствора – моль/дм³ или н.

Взаимосвязь между молярной и нормальной концентрациями одного и того же растворенного вещества выражается соотношением

.

То есть эквивалентная концентрация в z раз больше молярной концентрации.

5. Титр раствора Т – масса растворенного вещества в граммах, которая содержится в 1 см³ (иначе 1 мл) раствора:

.

Единицы измерения данного способа выражения состава раствора – г/мл или г/см³.

6. Мольная доля растворенного вещества х₂ – отношение числа моль растворенного вещества к общему числу моль всех компонентов раствора n :

.

Это безразмерная величина, выраженная в долях единицы.

Если при сливании двух растворов, содержащих различные по природе растворенные вещества, между ними происходит химичес­кое взаимодействие, то по закону эквивалентов вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Например, для процесса взаимодействия кислоты с основанием будет выполняться соотношение

. (1)

На использовании данного закона основана совокупность методов количественного анализа, называемая титриметрия.

В основе титриметрического анализа лежит процесс титрования, который заключается в измерении объемов растворов вступающих в реакцию ве­ществ. Зная объемы растворов и концентрацию одного из них, можно рассчитать концентрацию другого раствора по формуле (1).

Процесс титрования обычно проводят следующим образом: в бюретку наливают раствор какого-либо вещества с известной концентрацией. Этот реагент называется титрантом. Пипеткой отбирают точный объем раствора вещества (иначе аликвотную часть), концентрацию которого нужно определить. Аликвотную часть анализируемого раствора переносят в коническую колбу и по каплям приливают титрант из бюретки, непрерывно перемешивая раствор. Момент, когда анализируемое вещество прореагировало со строго эквивалентным количеством титранта, называется точкой эквивалентнос­ти.

Окончание реакции (точка эквивалентности) фиксируется либо визуально (напри­мер, по изменению окраски индикатора), либо путем измерения какого-либо физико-химического свойства системы (оптическая плотность, рН, электропроводимость, ЭДС и др.), при этом взаимодействие титранта с анализируемым веществом должно протекать практически полностью, с высокой скоростью и без по­бочных процессов.

Достаточно часто в аналитической практике применяют метод прямого кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации. В этом случае точку эквивалентности определяют с помощью индикатора – вещества, изменяющего окраску при изменении рН раствора. Некоторые индикаторы кислотно-основного титрования и их основные характеристики приведены в табл. 1.

Таблица 1