Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия

Подождите немного. Документ загружается.

(ZnCl

) = ½, поэтому эквивалентом ZnCl

является частица ½ZnCl

;

б) КНСО

(кислая соль):

111

===

)B(HCO)n(HCO

B(K)n(K)

⋅⋅⋅⋅

(КНСО

) = 1, поэтому эквивалентом КНСО

является частица КНСО

;

в) (MgOH)

(основная соль):

111

===

)B(SO)n(SO

B(MgOH)n(MgOH)

⋅⋅⋅⋅

((MgOH)

) = ½, поэтому эквивалентом этого соединения является

½(MgOH)

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирую-

щих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (моляр-

ным объемам) их эквивалентов. Для любых двух прореагировавших ве-

ществ можно записать

ээ

mэ

, (1.10)

где m

и m

– массы реагентов и (или) продуктов реакции, г; Мэ

и Мэ

–

молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции,

г/моль; V

, V

– объемы газообразных реагентов и (или) продуктов реакции,

дм

; Vmэ

, Vmэ

– молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) про-

дуктов реакции, дм

/моль.

1.3. Экспериментальная часть. Определение молярной массы

эквивалента металла

В лабораторной работе проводится определение молярной массы эк-

вивалента неизвестного металла по объему водорода, выделившегося в ре-

акции с хлороводородной кислотой образца этого металла известной мас-

сы. Правила выполнения лабораторных работ даны в приложении 6.

Оборудование: эвдиометр (градуированный стеклянный сосуд для

сбора газа); кристаллизатор; колба с газоотводной трубкой; штатив с лап-

кой и муфтой; весы и разновесы; барометр; термометр.

Реактивы: раствор хлороводородной кислоты (1:2); навеска иссле-

дуемого металла.

Таблица 1.2

Расчет фактора эквивалентности

Частица Фактор эквивалентности Пример

В реакциях обмена

Элемент

)(

ЭB

, где В(Э) – валент-

ность элемента

)(

OCrэ

Crf

)(

CrOHэ

Crf

Простое

вещество

)()(

ЭBЭn

⋅

, где n(Э) –

число атомов элемента, В(Э) –

валентность элемента

) = 1/(2∙1) = 1/2;

) = 1/(2∙2) = 1/4;

) = 1/(3∙2) = 1/6

Оксид

)()(

ЭBЭn

⋅

, где n(Э) – чис-

ло атомов элемента, В(Э) – ва-

лентность элемента

(Cr

) = 1/(2∙3) = 1/6;

O) = 1/(2∙1) = 1/2;

) = 1/(2∙5) = 1/10

Кислота

)(

, где n(H

) – число

отданных в ходе реакции ионов

(основность кислоты)

) = ½ (если

основность кислоты в

реакции равна 2), или

)= 1/1 = 1 (если

основность кислоты

равна 1)

Основание

)(

−

OHn

где n(ОH

–

) – число отданных в

ходе реакции гидроксид-ионов

(кислотность основания)

(Cu(OH)

) = 1/2 (если

кислотность основания в

реакции равна 2) или

(Cu(OH)

) = 1/1 = 1

(если кислотность осно-

вания равна 1)

Соль

)()(

ABAnMeBMen

⋅

где n(Ме) – число атомов метал-

ла, В(Ме) – валентность метал-

ла; n(А) – число кислотных

остатков, В(А) – валентность

кислотного остатка

(Cr

(SO

)

) = 1/(2∙3) =

= 1/6 (расчет по металлу)

или

(Cr

(SO

)

) = 1/(3∙2) =

= 1/6 (расчет по аниону)

В ОВР

, где n

– число электро-

нов, участвующих в процессе

MnO

–

+ 8H

+ 5ē =

= Mn

+ 4H

(MnO

–

) = 1/5

Ход работы

Собрать установку, схема которой приведена на рис. 1.1.

В кристаллизатор налить примерно ½ объема воды (используется в

качестве гидрозатвора).

Рис. 1.1. Установка для измерения объема выделившегося водорода:

1 – штатив; 2 – кристаллизатор с водой; 3 – эвдиометр;

4 – газоотводная трубка; 5 – навеска металла;

6 – колба с раствором кислоты

Набрать в стакан водопроводной воды и налить в эвдиометр. За-

крыть его отверстие большим пальцем руки, опрокинуть и опустить откры-

тый край эвдиометра в воду, налитую в кристаллизатор. Закрепить эвдио-

метр в штативе (фиксируйте, но не зажимайте сильно его лапку).

Подвести под эвдиометр газоотводную трубку. Если уровень менис-

ка воды в эвдиометре находится выше шкалы, необходимо немного при-

поднять эвдиометр и пустить в него небольшой пузырь воздуха.

На технических весах определить массу выданного образца металла

(от 100 до 200 мг). Полученное значение записать в лабораторный журнал.

Отмерить цилиндром и перелить в колбу 10-15 мл раствора хлорово-

дородной кислоты HCl (1:2).

Взвешенный кусочек металла положить в горлышко колбы, поверну-

той горизонтально, чтобы растворение металла не началось до полной

сборки системы.

Колбу закрыть пробкой с газоотводной трубкой, обеспечив герме-

тичность системы улавливания газа.

Записать значение объема воды в эвдиометре до начала опыта.

Колбу поставить в вертикальное положение, чтобы металл упал в

кислоту.

После завершения выделения водорода записать конечное значение

объема.

1.3.1. Оформление лабораторного отчета и расчет результата

Зарисовать схему прибора.

Написать уравнение реакции между металлом (Al, Fe, Sn или Zn) и

хлороводородной кислотой.

Записать экспериментальные данные по следующей форме:

–

масса металла, г;

– объем газа в эвдиометре до растворения металла, дм

;

– объем газа в эвдиометре после растворения металла, дм

;

(Н

) = 11,2 дм

/моль – объем моля эквивалентов водорода (н.у.);

(Н) = 1 г/моль – молярная масса эквивалента водорода;

– температура в лаборатории,

С ;

Т – температура в лаборатории, К;

– стандартная температура 273 К;

атм

– атмосферное давление по барометру, мм рт. ст. (перевести в

кПа);

– стандартное давление (760 мм рт. ст. = 101,325 кПа);

– давление насыщенного водяного пара при температуре проведе-

ния опыта (взять из табл. 1.3, перевести в кПа);

– давление столба воды в эвдиометре по окончании опыта.

Величину h

рассчитать по формуле

= ρ(H

O) ·g ·h(H

O),

где ρ(H

O) = 1000 кг/м

– плотность воды; g = 9,81 м/с

– ускорение сво-

бодного падения; h(H

O) – высота столба воды в эвдиометре, м.

Таблица 1.3

Давление насыщенного водяного пара при различной температуре

Давление пара,

мм рт. ст.

Давление пара,

мм рт. ст.

15 12,79 21 18,65

16 13,63 22 19,83

17 14,53 23 21,09

18 15,48 24 22,38

19 16,48 25 23,76

20 17,54 30 31,32

Расчет молярной массы эквивалента металла

Привести объем выделившегося водорода к нормальным условиям

по уравнению (1.3)

TVP

оо

⋅

⋅⋅

⇒

⋅

Парциальное давление водорода в эвдиометре P = Р

атм

– h

;

объем выделившегося водорода в условиях опыта V = V

– V

Рассчитать массу выделившегося водорода, воспользовавшись след-

ствием из закона Авогадро:

n(Н

) = V / V

; m(Н

) = n(Н

) · M(H

Рассчитать молярную массу эквивалента металла двумя способами:

используя первый и третий вариант уравнения (1.10).

Расчет погрешности определения М

(Ме)

После расчета величины М

(Ме) узнать у преподавателя, какой ме-

талл использовали в опыте.

По данным периодической системы вычислить истинное значение

(Ме), используя формулу для расчета f

элемента (табл. 2).

Рассчитать относительную ошибку определения М

(Ме) по формуле

%.100

)Ме(М

)Ме(М)Ме(M

=δ

ээ

⋅

−

При относительной ошибке, превышающей 5%, в выводах указать

предположительную причину значительного отклонения результата от ис-

тинного значения.

1.4. Контрольные вопросы

1. Чьи идеи лежат в основе атомно-молекулярного учения? В чем их

суть? Что является основным принципом атомно-молекулярного учения?

2. Назовите основные положения атомно-молекулярного учения.

3. Перечислите основные количественные законы химии.

4. Сформулируйте закон эквивалентов, закон кратных отношений.

5. Что такое эквивалент, фактор эквивалентности?

6. Как рассчитать молярную массу эквивалентов оксида, кислоты,

гидроксида металла, соли (нормальной, основной и кислой)?

7. Сформулируйте закон Авогадро.

8. Какое следствие из закона Авогадро используют в расчете ре-

зультата данной работы?

2. РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА

С ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ

2.1. Основные понятия

Раствором называют гомогенную систему, состоящую из двух или

более компонентов, состав которой может изменяться в определенных пре-

делах без появления новой фазы. Растворы могут быть газообразными,

жидкими и твердыми.

Концентрацию вещества в насыщенном растворе называют раство-

римостью. Часто растворимость выражают в граммах растворенного веще-

ства на 100 г растворителя.

Важной характеристикой раствора служит его количественный со-

став, определяемый концентрацией компонентов.

При расчетах приняты следующие обозначения:

m(A) – масса вещества A (г, кг);

m(р-р); m(р-тель) – масса раствора или растворителя (г, кг);

M(A) – молярная масса вещества А, (г/моль);

(A) – фактор эквивалентности вещества А в данной реакции.

Например, для реакции

2NaOH + H

= Na

+ 2Н

(NaOH) = 1/1; f

) = ½.

M[f

(А)] = M(A) ⋅ f

(А) – молярная масса эквивалента, г/моль;

n(A) – количество молей вещества;

n[f

(A)] – количество молей эквивалентов вещества А:

;

)(

)()(

AfM

VAfСAfn

ЭЭ

=⋅=

V – объем раствора (см

, дм

);

– плотность раствора, г/см

2.1.1. Способы выражения содержания растворенного вещества

Массовая концентрация – это содержание растворенного веще-

ства, выраженное в г на 1 дм

раствора:

)(

ррV

−

. (2.1)

Массовая доля – безразмерная величина, равная отношению массы

растворенного вещества к массе раствора, выраженная в процентах:

.100

)()(

)(

100

)(

⋅

−+

=⋅

−

тельрmAm

Аm

ррm

Аm

АС

(2.2)

Молярная концентрация – содержание растворенного вещества,

выраженное в молях на 1 дм

раствора (сокращенное обозначение – М):

)()(

)(

ррVAM

ррV

−⋅

−

. (2.3)

Молярная концентрация эквивалента, иначе – нормальная кон-

центрация раствора, или эквивалентная концентрация, – содержание

растворенного вещества, выраженное в молях эквивалентов в 1 дм

раствора (сокращенное обозначение – н.):

)()(

)(

)()(

ррVAfM

ррV

Afn

AfСАС

ЭН

−⋅

−

=≡

. (2.4)

Моляльная концентрация – содержание растворенного вещества,

выраженное в молях на 1 кг растворителя (сокращенное обозначение –

m):

)()(

)(

тельрmAM

тельрm

−⋅

−

(2.5)

Мольная доля – безразмерная величина, равная отношению количе-

ства молей данного компонента к общему количеству молей всех компо-

нентов раствора. Например, для раствора вещества А в воде (двухкомпо-

нентный раствор)

))(/)(())(/)((

)(/)(

)()(

)(

222

OHMOHmAMAm

AMAm

ОНnAn

(2.6)

2.1.2. Способы приготовления растворов заданной концентрации

Растворы готовят в специальной мерной посуде: мерных колбах,

мерных цилиндрах, градуированных стаканах (рис. 2.1). С помощью тех-

нических или аналитических весов (в зависимости от заданной точности

приготовления) отвешивают расчетное количество твердого вещества,

переносят в мерную посуду, растворяют в небольшом количестве воды и

доливают дистиллированную воду до отметки заданного объема (доводят

до метки). Растворы можно готовить также разбавлением более концентри-

рованных растворов.

Пример 1. Приготовить 0,5 дм

раствора гидроксида натрия с массо-

вой концентрацией 15 г/дм

. Рассчитаем массу гидроксида натрия:

m(NaOH) = C(NaOH) · V(р-р); m(NaOH) = 15 г/дм

· 0,5 дм

= 7,5 г.

Навеску 7,5 г NaOH растворяем в мерной колбе на 500 см

Рис. 2.1. Мерная посуда: а – мерные колбы; б – пипетки;

в – мерный цилиндр; г – мензурка

Приготовление растворов с заданной массовой долей

Растворы готовят в химически стойкой посуде без градуировки

объема. С помощью технических или аналитических весов отвешивают

расчетное количество твердого вещества, переносят в мерную посуду и

растворяют в расчетном количестве воды. Такие растворы можно готовить

разбавлением или смешением концентрированных и более разбавленных

растворов (или воды).

Пример 2. Приготовить 500 г 5%-ного раствора гидроксида натрия.

По уравнению (2.2) рассчитаем массу NaOH:

m(NaOH) = m(р-р) · С(NaOH) / 100; m(NaOH) = 500 · 5 / 100 = 25 г.

Масса воды

m(H

O) = m(р-р) – m(NaOH); m(H

O) = 500 – 25 = 475 г.

Таким образом, для приготовления раствора надо растворить 25 г

твердого NaOH в 475 г воды.

Приготовление растворов с заданной молярной концентрацией

(или молярной концентрацией эквивалента)

Пример 3. Приготовить 250 см

0,5 н. раствора NaOH из 10%-ного

раствора (плотностью ρ = 1,11 г/см

Из уравнения (2.4) выразим массу NaOH, необходимую для приго-

товления раствора:

m(NaOH) = C(1/1 NaOH) · V(р-р) · M(1/1 NaOH).

Такая же масса NaOH должна содержаться в пробе 10%-ного раствора:

m(NaOH) = С · m(р-р) / 100.

Приравняв правые части уравнений, получим

C(1/1 NaOH) · V(р-р) · M(1/1 NaOH) = С · m(р-р) / 100,

откуда m(р-р) = C(1/1 NaOH) · V(р-р) · M(1/1 NaOH) · 100 / С;

m(р-р) = 0,5 · 0,25 · 40 · 100 / 10 = 50,0 г.

Рассчитаем объем раствора:

V(р-р) = m(р-р) / ρ; V(р-р) = 50,0 г / 1,11 г/см

= 45,1 см

Таким образом, для приготовления 0,5 н. раствора необходимо в мер-

ную колбу на 250 см

отмерить 45,1 см

10 %-ного раствора NaOH, довести

до метки дистиллированной водой и перемешать.

2.1.3. Определение концентрации растворенного вещества ме-

тодом титрования

Титриметрический метод основан на определении количества реа-

гента (титранта), затраченного на реакцию с определяемым веществом.

При выполнении анализа к точно измеренному объему анализируемого

раствора постепенно прибавляют раствор реагента с точно известной кон-

центрацией до того момента, когда количество эквивалентов титранта ста-

нет равным количеству эквивалентов определяемого вещества. Этот мо-

мент называется точкой эквивалентности.

Уравнение реакции титрования обязательно должно быть известным:

А + В = C + D.

Тогда условие эквивалентности

)()( BfnAfn

ЭЭ

или

)()()()( BVBfCAVAfC

ЭЭ

⋅=⋅

откуда рассчитывают неизвестную концентрацию определяемого веще-

ства. Точку эквивалентности определяют с помощью специальных индика-

торов, резко изменяющих окраску в этот момент. При достижении точки

эквивалентности титрование останавливают и записывают объем раствора

титранта.

Подготовка бюретки к титрованию

1. Чистую бюретку, закрепленную в лапке лабораторного штатива,

ополаскивают 2–3 раза раствором титранта, для чего через воронку нали-

вают его каждый раз по 5–7 см

в бюретку и выливают через запорное

устройство в коническую колбу или стакан.

2. Затем наливают в бюретку через воронку раствор титранта до

уровня на 2–3 см выше отметки «0» и заполняют им носик бюретки.

3. После этого вынимают из бюретки воронку и выпускают через за-

твор по каплям титрант в посуду для слива до тех пор, пока нижний край

мениска раствора не коснется нулевой отметки бюретки (глаза должны

быть на уровне отметки).

Титрование

1. Коническую колбу с аликвотной частью титруемого раствора

подставляют под носик бюретки и приподнимают за горло так, чтобы ко-

нец носика находился в конической части колбы. Используя кран бюретки,

по каплям приливают раствор титранта в колбу.

2. Прекращают приливать раствор титранта в момент, указанный в

методике. Во время титрования раствор в колбе непрерывно перемешива-

ют легким круговым движением колбы.

3. Расход титранта отсчитывают по нижнему краю мениска титранта

в бюретке, определяя на глаз сотые доли миллилитра.

4. Результат титрования записывают в рабочий журнал. Параллельно

титруют 4 – 5 проб и находят средний расход титранта, при этом разность

любых двух титрований не должна превышать 0,2 см

5. Перед каждым титрованием необходимо заполнять бюретку

раствором титранта до нулевой отметки.

2.2. Экспериментальная часть

Цель работы: приготовить раствор гидроксида натрия заданной кон-

центрации; определить концентрацию методом кислотно-основного титро-

вания; определить общую жесткость водопроводной воды.

2.2.1. Приготовление раствора гидроксида натрия заданной

концентрации (опыт 2.1)

Реактивы и оборудование: 5 %-ный раствор NaOH (ρ = 1,05 г/см

);

градуированная пипетка на 10 см

; мерная колба на 100 см

Выполнение работы

Приготовить 100 см

раствора NaOH с заданной концентрацией

(задание получить у преподавателя) из имеющегося 5 %-ного раствора

(ρ = 1,05 г/см

1. Рассчитать, какой объем концентрированного (5 %-ного) раствора

нужно взять для приготовления 100 см

заданного раствора (см. пример 3).

Например, если дано задание приготовить 0,125 н. раствора NaOH, то

необходимо взять 9,5 см

5 %-ного раствора.

2. В мерную колбу вместимостью 100 см

градуированной пипеткой

на 10 см

(или из бюретки), пользуясь техникой, описанной в разделе 2.1.3,

отмерить рассчитанный объем 5 %-ного раствора NaOH. Затем, добавляя

дистиллированную воду, довести уровень жидкости до метки. Плотно за-

крыть колбу пробкой и перемешать раствор, переворачивая колбу вверх

дном 10–15 раз.

Запись данных опыта и расчеты

Данные записать по приведенной ниже форме.

Массовая доля NaOH в исходном растворе С = …