Лабораторная работа №5 (Муллаянов)
Подождите немного. Документ загружается.
Федеральное агентство по образованию Российской Федерации
Уфимский Государственный Авиационный Технический Университет
Кумертауский филиал
Кафедра ЕН и ОТД
Отчёт
по лабораторной работе №5
«Дисперсные системы»
Выполнил:
студент гр. ТМ-108
Тимербаев Рафаэль
Проверил:
преподаватель
Муллаянов Р.Х.
2008 г.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5.
Дисперсные системы.
Цель работы: изучение свойств дисперсных систем, определение
концентрации и pH растворов кислот, щелочей, солей различными методами.
Краткая справка
Дисперсная система – система, состоящая из дисперсной фазы и
дисперсной среды.
Дисперсная фаза – совокупность раздробленных частиц,
количественной мерой которых является условный диаметр L (м) или степень
дисперсности D=1/L (м
-1
).
Классификация ДС по степени дисперсности:
1) молекулярно-дисперсные (L<10
-7
м);
2) тонко-дисперсные, коллоидные (а=10
-7
-10
-5
м);
3) грубодисперсные (L>10
-5
м).
Относительное понижение давления пара над раствором зависит от
мольной концентрации электролита:
P
1
0
, P – давление пара растворителя и раствора;
n – число молей растворенного неэлектролита;
N – число молей растворителя.
Криоскопическая константа К
кр.
– величина, показывающая на сколько
градусов раствор, состоящий из 1 моля неэлектролита и 1000 г. Данного
растворителя, замерзает ниже, чем чистый растворитель.
T
зам
*ML
К
кр.
= 1000*m
L – масса растворителя;
m - масса растворяемого вещества;
M – молекулярная масса растворяемого вещества.
Концентрации растворов – количественное содержание растворяемого
вещества в данном растворе.
Процентная концентрация (%) – массовое содержание растворяемого
вещества в 100г раствора.
Молярная концентрация (М) – число молей растворяемого вещества в
1л раствора.
Моляльная концентрация (С*m) – число молей растворяемого вещества
в 1000г растворителя.
Нормальная концентрация (N) – число грамм-эквивалентов вещества в
1л раствора.
Растворы электролитов – ионные проводники с полярным или ионным
типом связи в полярных растворителях, проводящих электрический ток.
Электролитическая диссоциация – распад веществ с ионным или
полярным типом связи под действием полярных молекул растворителя.
Растворы элементов характеризуются активностью: а = y*c;
у – коэффициент активности
с – концентрация
Растворение – физико-химический процесс взаимодействия
растворимого вещества с растворителем (сольватация, гидратация). При
растворении сильных электролитов осуществляется межионное
взаимодействие, количественной характеристикой которого является ионная
сила:
Для количественной характеристики реакции среды (кислая, щелочная)
применяют водородный показатель (pH).
Среда:
1) нейтральная: а
Н
+
=10
-7
(pH=7)
2) кислая: а
Н
+
>10
-7
(pH<7)
3) щелочная: а
Н
+
<10
-7
(pH>7)
Произведение растворимости – произведение концентраций ионов
малорастворимого электролита, содержащееся в свободном виде в
насыщенном растворе при стандартных условиях.
Гидролиз – реакция химического обменного взаимодействия
растворимого вещества с водой.
Гидролизу подв-ся соли:
1) сильные основы и слабые кислоты (Na
2
CO
3
);
2) слабые основы и сильные кислоты (MgCl
2
);
3) слабые основы и слабые кислоты (MgCO
3
).
Растворы – однофазные системы переменного состава из 2-х и более
компонентов.
Экспериментальная часть
Опыт 5.2.1.
Приготовление раствора определенной массовой концентрации (%).
Рассчитаем весовое количество соли для приготовления 250 мл
раствора. Концентрация Na
2
SO
4
= 8%.
Дано: Решение:
V
р-ра
=250мл V
Na2SO4
=20 мл
μ(Na
2
SO
4
)=8%
m(Na
2
SO
4
)=?
M(Na
2
SO
4
)=142г/моль
m(Na
2
SO
4
)=142*0,0008929=0,1268г
Опыт 5.2.2.
Определение концентрации раствора щелочи титрованием
кислотой.
Раствор щелочи NaOH, концентрацию которой надо определить,
набрали в пипетку с резиновой грушей в количестве 5 мл, плотно прижимая
указательный палец к отверстию пипетки, и перенесли в коническую колбу
(на 250мл), конец пипетки должен упираться во внутреннюю стенку
титровальной колбы. Добавили из мерного цилиндра 100 мл
дистиллированной воды. В раствор кислоты ввели 2-3 капли индикатора-
фенолфталеина и взболтали колбу.
Заполнили бюретку раствором кислоты с известной концентрацией (0,1
н HCl). Довели уровень раствора кислоты в бюретке до целого деления по
нижнему мениску, соблюдая правильное положение глаз – на одном уровне с
мениском. Записали первоначальный уровень V
1
в тетрадь. Коническую
колбу с раствором щелочи неизвестной концентрации подставили под
бюретку, предварительно постелив белую бумагу. Титрование начинали по
каплям, прибавляя кислоту и непрерывно взбалтывая содержимое колбы. При
изменении окраски индикатора из розового в бесцветный от одной капли
кислоты закончили титрование и записали второй уровень V
2
в бюретке в
тетрадь. Разность второго и первого уровня в бюретке (V
2
-V
1
) - ∆V – объем,
необходимый для нейтрализации 5 мл раствора щелочи.
V
HCl
*N
HCl
N
NaOH
= V
NaOH
V
HCl
= 31 мл
V
NaOH
= 5 мл
V
H2O
= 100 мл
μ
NaOH
= 6,8 %
31*0,2
N
NaOH
= 5 = 1,24.
Опыт 5.2.6.
Определение pH растворов pH-метром.
Для точного определения рН растворов используется электронный
прибор с высокоомным входом – рН-метр. Принцип его работы основан на
измерении электродвижущей силы между стеклянным электродом,
электродный потенциал которого зависит от рН среды, то есть активности
ионов водорода, и электродом сравнения, в качестве которого используется
хлорсеребряный электрод. Шкала рН-метра проградуирована в значениях рН
и электродвижущей силы. Величина рН определяется на приборе с
точностью до 0,01 рН.
Из склянки с концентрацией кислоты 0,1 М методом разбавления
приготовили раствор с концентрациями кислоты или щелочи следующей
молярности: 0,01 М, 0,001 М, 0,0001 М.
Рассчитали, чему равны рН растворов 0,01 М, 0,001 М, 0,0001 М,
каково значение рОН растворов.
Замерили значения рН согласно вариантам соответственно для 4-х
концентраций кислоты или основания. Сравнили значения рН с теоретически
вычисленными значениями.
0,1 М - рН=14.36
0,01 М - рН=13.65
0,001 М - рН=12.43
0,0001 М - рН=12.16
Опыт 5.2.8.
Определение рН растворов при гидролизе солей с помощью
универсального индикатора.
С помощью универсального индикатора пользуемся цветной шкалой
для определения рН растворов солей.
соль рН среда соль рН среда
Al
2
(SO
4
)
3
4 кислая ZnCl
2
6 кислая
MgCl
2
6 кислая AlCl
3
6 кислая
Na
2
CO
3
12 щелочная NaCl 4 кислая
Опыт 5.2.9.
Изменение химической активности растворов вследствие гидролиза.
В пробирку налили 5 мл 2н раствора NaCl и опустите стружку металла
по варианту. Наблюдали, есть ли взаимодействие. Реакция не происходила.
В другую пробирку налили 5 мл раствора соответствующей соли и
определили рН раствора с помощью универсального индикатора. Опустили
стружку металла в раствор и наблюдали поведение металла в нем.
Вывод: на лабораторной работе мы экспериментально изучили
свойства дисперсных систем, определили концентрации и pH растворов
кислот, щелочей, солей различными методами