Лабораторные работы по общей и неорганической химии
 Скачать 1 Mb.
|
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7 Приготовление и стандартизация раствора соляной кислоты. Определение гидрокарбонатной (временой) жесткости воды. Теоретическоя часть Титриметрическим анализом называют метод количественного химического анализа, который основан на точном измерении объема реактива известной концентрации, необходимого для реакции с данным количеством определяемого вещества. Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества А (определяемое вещество) постепенно прибавляют (титруют) раствор реактива В известной концентрации (титрант). Добавление реактива В продолжается до того момента, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагирующего с ним определяемого вещества А. Точка эквивалентности – момент окончания реакции, когда взаимодействующие вещества полностью прореагируют между собой. В этот момент количества прореагировавших веществ эквивалентны, а в растворе выполняется закон эквивалентов: все вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам (И.Рихтер, 1792-1800). nэ(A) = nэ(B) = nэ(С) = nэ(D) = и т.п., где nэ – количество вещества эквивалентов всех участников (исходных веществ и продуктов) реакции. Титрование - это процесс постепенного добавления одного раствора к другому для определения концентрации одного из этих растворов. Титрант (титрованный или рабочий раствор) – это раствор с точно известной концентрацией. Концентрацию рабочих растворов определяют взаимодействием с раствором стандартного вещества (первичный стандарт), которое должно удовлетворять следующим требованиям: быть устойчивым при хранении, как в твердом состоянии, так и в растворе, строго соответствовать определенной формуле, хорошо очищаться. Для расчетов в методах титриметрического анализа используется молярная концентрация эквивалента. Молярная концентрация эквивалента или нормальность (Сэ или N) – это количество вещества эквивалента, которое содержится в 1 литре раствора, единица измерения - моль/л: СЭ= nэ/V, nэ = m/Mэ = Сэ∙V, где nэ - количество вещества эквивалента, моль; V - объем раствора, л; m - масса вещества, г; Mэ - молярная масса эквивалента, г/моль. Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в ионных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Молярная масса эквивалента вещества вычисляется по формуле: Mэ(в-ва) = М (в-ва)/n, где n – число атомов водорода в формуле кислоты или число гидроксильных групп в составе основания. Таким образом, при титровании в точке эквивалентности количество вещества эквивалента титрованного раствора равно количеству вещества эквивалента определяемого вещества: nэ(A) = nэ(B), то есть закон эквивалентов для растворов выглядит следующим образом: Сэ(А)∙V(А) = Сэ(В)∙V(В), отсюда искомую концентрацию можно вычислить по формуле: Сэ(А) = Сэ(В)∙V(В)/V(А). Кроме молярной концентрации эквивалента концентрацию выражают титром (Т). Титр - это количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. Титр и молярная концентрация эквивалента раствора связаны формулой: Т = Сэ∙Mэ/1000 = m/V, (г/мл). Титр по определяемому веществу - это количество граммов определяемого вещества, которое реагирует с 1 мл титранта. T(HCl/NaOH) = Сэ(HCl)∙Mэ(NaOH)/1000, (г/мл). При прямом титровании к отмеренному объему раствора определяемого вещества (А) по каплям приливают титрант (рабочий раствор) вещества (В). Концентрация и объем рабочего раствора (В), израсходованного на реакцию с определяемым веществом (А), известна, поэтому согласно закону эквивалентов концентрация вещества (А): Сэ(А) = Сэ(В)∙V(В)/V(А) Если основная реакция идет медленно, или нет подходящего индикатора для фиксирования точки эквивалентности, особенно при работе с неустойчивыми веществами, то применяют обратное или заместительное титрование. Обратное титрование - это процесс титрования, при котором к определенному объему раствора определяемого вещества (А) приливают точно известный объем титранта (В1), взятого в избытке. Избыток, не вошедшего в реакцию вещества (В1), оттитровывают раствором другого титранта (В2) точно известной концентрации. Расчеты производят по формулам: nэ(A) = nэ(B1) - nэ(B2); Сэ(А) = [Сэ(В1)∙V(В1) - Сэ(В2)∙V(В2)]/V(А). Титрование заместителя. Сущность этого метода заключается в том, что к определяемому веществу (А) прибавляют вспомогательное вещество (Р), которое реагирует с ним с выделением эквивалентного количества нового вещества (А1). Это вещество А1 оттитровывают соответствующим титрантом (В). То есть, вместо определяемого вещества (А) титруют его заместитель (А1). Поскольку количества А и А1 эквивалентны, то количество вещества эквивалента определяемого вещества nэ(А) равно количеству вещества эквивалента титранта nэ(В): nэ(A) = nэ(А1) = nэ(B); Сэ(А) = Сэ(В)∙V(В)/V(А) В названии метода титриметрического количественного анализа указывается тип химической реакции, составляющей основу метода. В данном пособии мы рассматриваются только три из них. 1. Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации), в основе которого лежит реакция взаимодействия ионов Н+ с ионами ОН-. 2. Метод окисления-восстановления (редоксиметрия). Метод основан на применении реакций окисления-восстановления. 3. Метод комплексообразования (комплексонометрия) основан на применении реакций образования комплексных соединений. В основе метода нейтрализации лежит реакция взаимодействия ионов водорода или ионов гидроксония с гидроксид-ионами, которая приводит к образованию слабодиссоциированных молекул воды: H+ + OH- H2O или H3O+ + OH- 2H2O Этим методом можно определять концентрацию и количество кислот, оснований, солей, водные растворы которых подвергаются гидролизу, а также смеси этих веществ. Основными титрантами (рабочими растворами) метода нейтрализации являются растворы сильных кислот (HCl или H2SO4) и сильных оснований (NaOH или KOH). В качестве установочных веществ (или первичных стандартов) для установления титра (стандартизации) кислот используют тетраборат натрия Na2B4O7.10 H2O или карбонат натрия Na2CO3, для стандартизации щелочей используют щавелевую кислоту H2C2O4.2H2O или янтарную кислоту H2C4H4O4. Для определения точки эквивалентности в методе нейтрализации применяют кислотно-основные индикаторы. Это сложные органические кислоты или основания, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора. Интервал рН, в котором индикатор меняет цвет, называется интервалом перехода окраски индикатора (см. приложение 8). Значение рН, при котором заканчивают титрование с данным индикатором, называется показателем титрования индикатора (рТ). Величина рТ находится внутри интервала перехода окраски индикатора. При подборе индикатора пользуются следующим правилом: рН в точке эквивалентности должен совпадать с рТ индикатора или находиться внутри интервала перехода окраски индикатора. Однако точка эквивалентности не всегда совпадает с рТ индикатора, что приводит к ошибке титрования, которая называется индикаторной ошибкой. Положение точки эквивалентности на шкале рН зависит от силы используемых в методе кислот и оснований: Титрование сильной кислоты сильным основанием HCl + NaOH NaCl + H2O H+ + OH- H2O В точке эквивалентности образуется соль сильной кислоты и сильного основания, которая не подвергается гидролизу и реакция среды будет нейтральной (рН=7). В данном случае индикатором может служить лакмус. Титрование слабой кислоты сильным основанием CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O Образующаяся соль слабой кислоты и сильного основания в растворе подвергается гидролизу: CH3COO- + HOH CH3COOH + OH- Точка эквивалентности в этом случае будет находиться в щелочной среде, поэтому следует применять индикатор, меняющий окраску при рН7, например, фенолфталеин. Титрование слабого основания сильной кислотой NH4OH + HCl NH4Cl + H2O NH4OH + H+ NH4+ + H2O Образующаяся соль в растворе подвергается гидролизу: NH4+ + HOH NH4OH + H+ Точка эквивалентности будет находиться в кислой среде, поэтому можно применять метилоранж. В титриметрическом анализе для точного измерения объема растворов применяют измерительную (мерную) посуду: мерные колбы, бюретки, пипетки. Для титрования используют конические колбы на 250 мл. Мерные колбы представляют собой плоскодонные сосуды с узким горлом. На горле колбы имеется кольцевая метка, до которой необходимо налить раствор, чтобы его объем был равен обозначенному на колбе. Наиболее часто употребляют мерные колбы на 1000, 500, 250, 200 и 100 мл. Мерные колбы предназначены для приготовления растворов точной концентрации, для разбавления растворов до точно заданного объема. Мерную колбу заполняют раствором таким образом, чтобы нижний край мениска бесцветной жидкости (или верхний край мениска окрашенной жидкости), метка и глаз наблюдающего находились на одной линии. Пипетки. Для отмеривания небольших объемов растворов применяют пипетки, которые представляют собой узкие стеклянные трубки, оттянутые с одного конца и расширенные посередине. Для точного измерения объема отбираемой жидкости применяют пипетки, имеющие только одну метку. При заполнении пипетки, нижний конец ее опускают в раствор, а через верхний конец засасывают жидкость с помощью резиновой груши (или поршнем) и доводят уровень жидкости до метки. В данном лабораторном практикуме применяют пипетки на 10, 25 и 50 мл. Бюретки служат для точного измерения объема раствора, израсходованного на титрование. Бюретки - стеклянные градуированные трубки с оттянутым концом, имеющие кран или зажим. Часто применяют бюретки на 25 или 50 мл. Их деления соответствуют целым и десятым долям миллилитра. Правила работы с бюретками. Чистую бюретку, промытую водопроводной, а затем дистиллированной водой, укрепляют в штативе в строго вертикальном положении. Перед началом работы бюретку промывают тем раствором, которым ее заполняют. Обычно этим раствором является раствор титранта (рабочий раствор). Перед каждым новым титрованием бюретку заполняют до верхнего (нулевого) деления, предварительно заполнив раствором нижний оттянутый конец. В момент отсчета показаний бюретки глаз экспериментатора должен находится на уровне мениска. Отсчет проводят по нижнему (для бесцветных растворов) или по верхнему (для окрашенных растворов) краю мениска. Выливать жидкость из бюретки (титровать) нужно медленно, давая возможность всей жидкости стечь со стенок бюретки. В конце титрования раствор выливают по каплям. Титрование нужно проводить несколько раз до получения результатов, которые отличаются не более чем на 0,1 мл. Экспериментальная часть 1. Приготовление 250 мл 0,1 моль/л раствора соляной кислоты. С помощью ареометра определить плотность выданного концентрированного раствора соляной кислоты ( = 1,179 г/мл). По таблице плотности растворов (приложение табл. 3) найти массовую долю кислоты в этом растворе ( = 36%). Рассчитать, какой объем 36% раствора HCl нужно взять для приготовления 250 мл 0,1 моль/л раствора. Молярная масса эквивалента HCl равна 36,46 г/моль, поэтому в 250 мл 0,1 моль/л раствора должно содержаться 0,912 г безводной HCl: m(HCl) = Мэ ∙ Сэ ∙ V = 36,46 ∙ 0,1 ∙ 0,25 = 0,912 г Масса 36% раствора HCl, содержащая это количество кислоты, равна: m (р-ра HCl) = m(HCl)/w(HCl)∙100% = 0,912/36∙100% = 2,53 г. Объем исходного раствора равен: V(р-ра HCl) = m(р-ра HCl)/ρ(р-ра HCl) = 2,53/1,179 = 2,1 мл. Отмерить маленьким мерным цилиндром 2,0 мл 36% раствора соляной кислоты, а большим цилиндром 248 мл дистиллированной воды, слить в склянку на 250 мл и перемешать. 2. Стандартизация раствора HCl Приготовить для титрования штатив с бюреткой, коническую колбу, пипетку, маленькую воронку, стакан для слива растворов, индикатор - метилоранж. 1. Чистую бюретку промыть и затем заполнить раствором соляной кислоты. Удалить воздух из нижнего конца бюретки. Вынуть воронку и довести уровень жидкости в бюретке до нулевого деления по нижнему краю мениска. 2. В чистую коническую колбу для титрования отмерить из общей бюретки 10 мл титрованного раствора NaOH. 3. Добавить цилиндром в колбу со щелочью 20-30 мл дистиллированной воды и 2-3 капли раствора метилоранжа. Раствор окрасится в желтый цвет. 4. Титровать раствор NaOH раствором соляной кислоты, постепенно приливая раствор из бюретки при постоянном перемешивании. В конце титрования раствор из бюретки добавлять по каплям. В точке эквивалентности раствор окрасится в оранжевый цвет. При добавлении лишней капли кислоты цвет раствора станет розовым. 5. Записать в тетрадь объем соляной кислоты, пошедший на титрование щелочи. Титрование повторять до тех пор, пока различие в результатах будет не более 0,1 мл – только эти значения можно использовать для вычисления Vср. 6. Зная объем щелочи (V(NaOH)), молярную концентрацию эквивалента щелочи (Сэ(NaOH)) и средний объем соляной кислоты (Vср. (HCl)), пошедший на титрование, вычислить молярную концентрацию эквивалента соляной кислоты (Сэ(HCl)) и ее титр (Т(HCl)). Полученный раствор соляной кислоты будет служить титрантом (рабочим раствором) в дальнейших определениях. Форма лабораторного отчета Лабораторная работа № ... Дата “Название лабораторной работы” Первичный стандарт - СЭ(NaOH) = 0,0000 моль/л Определяемое вещество (титрант) - СЭ(HCl) = ?, T(HCl) = ? Индикатор - метилоранж Условия титрования - (рН среды, нагревание и т.д.) Уравнение реакции (в молекулярной и ионно-молекулярной формах): Результаты титрования:
V ср. (HCl) = Вычисления: Сэ(HCl) = Сэ(NaOH)∙V(NaOH)/V(HCl), моль/л. T(HCl) = Сэ(HCl)∙Mэ(HCl)/1000, (г/мл). Определение бикарбонатной (временной) жесткости воды Определение жесткости воды имеет большое практическое значение и очень широко применяется в технике и промышленности. Жесткость воды обусловлена наличием солей кальция и магния. В зависимости от состава солей различают временную (бикарбонатную) и постоянную жесткость. Жесткость воды выражается числом миллимолей растворимых солей кальция и магния в 1 литре воды (ммоль/л). Бикарбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния: Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Она почти полностью устраняется при кипячении воды, так как растворимые бикарбонаты при этом разлагаются с образованием нерастворимых карбонатов кальция и магния и гидроксокарбонатов магния: Сa(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O, Mg(HCO3)2 MgCO3 + CO2 + H2O, 2Mg(HCO3)2 (MgOH)2CO3 + 3CO2 + H2O. Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и при кипячении не устраняется. Сумма величин временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды: |