методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
 Скачать 0.78 Mb.
|
Лабораторная работа № 811.1 Цель лабораторной работы Приобретение навыков приготовления растворов различной концентрации. 11.2 Теоретическая часть Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами - долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями. Концентрацией называется отношение количества или массы вещества, содержащегося в растворе, к объему или массе раствора или растворителя. Известно несколько способов выражения концентрации. 11.2.1 Молярная концентрация См - отношение количества растворенного вещества (в молях) к объему раствора. Единица измерения молярной концентрации моль/л (моль/м3). Например, См(H2SO4) = 1 моль/л. Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, называют молярным раствором и обозначают 1М раствор. Концентрации, соответствующие десятым, сотым и тысячным долям моля, имеют соответственно приставки «деци», «санти» и милли». Например, 2М – двумолярный раствор 0,1М – децимолярный раствор 0,01М – сантимолярный раствор 11.2.2 Молярная концентрация эквивалентов Сэк – это отношение количества вещества эквивалентов (моль эквивалентов) к объему раствора. Единица измерения моль/л. Раствор, в одном литре которого содержится 1 моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1н раствор. Соответственно могут быть: 0,2 н – двудецинормальный раствор 0,01 н – сантинормальный раствор и т.п. растворы. 11.2.3 Моляльность Смл – отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе «m» растворителя. Единица измерения моляльности моль/кг. 11.2.4 Массовая доля W – отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора. Она может быть выражена в долях единицы, процентах, промилле и миллионных долях. Массовая доля, выраженная в процентах, показывает, сколько граммов данного вещества содержится в 100 г раствора. 11.2.5 Молярная доля N – отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе. 11.2.6 Титр раствора Т – масса вещества, содержащего в одном см3 или одном мл раствора. Единица измерения титра – кг/мл, г/мл, г/см3. Для расчетов при приготовлении растворов заданных концентраций можно использовать следующие формулы. Молярная концентрация См. См =  , (11.1)где m1 – масса растворенного вещества, г; M – молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л. Молярная концентрация эквивалентов Сэк. Сэк =  , (11.2)где Мэ – молярная масса эквивалентов растворенного вещества. Моляльность Смл. Смл =  , (11.3)где mз – масса растворителя, кг. Массовая доля W. W =  *100 (4) или W =  , (11.5)где m1 – масса растворенного вещества, г; m2 - масса раствора, г; V – объем раствора, мл (см3);  - плотность раствора, г/мл (г/см3).Молярная доля N. N =  , (11.6)где n1 и n2 – число молей растворенного вещества и растворителя. Титр раствора Т. Т =  , (11.7)где m1 – масса растворенного вещества, г; V - объем раствора, мл. 11.3 Экспериментальная часть 11.3.1 Опыт 1. Приготовление раствора с заданной массовой долей соли W (%). Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько потребуется соли и воды для приготовления раствора заданной концентрации. Взвесьте на технохимических весах навеску соли и высыпьте ее в коническую колбу (250 мл). Отмерьте цилиндром необходимый объем воды (для воды можно принять плотность равную 1г/мл) и вылейте ее в колбу с солью, все время перемешивая раствор. Приготовленный раствор перелейте в цилиндр и измерьте ареометром его плотность. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов, моляльность и титр приготовленного раствора. Результаты опыта поместить в таблицу:
11.3.2 Опыт 2. Приготовление раствора соли с заданной массовой долей W (%) из более концентрированного раствора. Получите у преподавателя задание, найдите в таблице плотность заданного раствора. Измерьте ареометром плотность имеющегося в лаборатории концентрированного раствора заданного вещества и найдите по плотности массовую долю (%) соли в концентрированном растворе (по таблице 1). Рассчитайте объем концентрированного раствора соли, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации, исходя из того, что масса растворенной соли является одной и той же, как для концентрированного, так и для разбавленного раствора.  =  (11.8) для концентрированного раствора; =  (11.9) для разбавленного (заданного) раствора;т.к.  , (11.10) ; то  , (11.11)откуда объем концентрированного раствора  , (11.12)где  - массовая доля, - плотность, - объем соответственно концентрированного и разбавленного (заданного) растворов.Отмерьте маленьким цилиндром рассчитанный объем концентрированного раствора, перенесите его в большой цилиндр и долейте водой до нужного объема, приготовленный раствор тщательно перемешайте (переливая из цилиндра в цилиндр) и измерьте ареометром его плотность. Рассчитайте процент ошибки. По указанию преподавателя рассчитайте молярную концентрацию или молярную концентрацию эквивалентов, моляльность или молярную долю, титр приготовленного раствора. Результаты опыта поместить в таблицу.
11.3.3 Опыт 3. Приготовление раствора щелочи заданной молярной концентрации эквивалентов. Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько щелочи потребуется для приготовления раствора заданной концентрации. Взвесьте навеску щелочи на технохимических весах. Растворите ее в мерной колбе в небольшом количестве воды, затем долейте колбу водой до метки. Закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор. Определите молярную концентрацию эквивалентов приготовленного раствора и сравните с полученным заданием. Для этого отберите из колбы пипеткой 10 мл раствора, добавьте 2 капли индикатора метилоранжа и титруйте 0,1 н раствором НСl до изменения окраски. Результат титрования запишите (V). Повторите титрование. Результаты титрования не должны отличаться друг от друга более, чем на 0,2 мл. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов приготовленного раствора по закону эквивалентов.  , (11.13)откуда  (11.14)где  - концентрация растворов щелочи и кислоты, - объемы растворов щелочи и кислоты.11.4 Контрольные вопросы и задачи 1 Назовите способы выражения состава растворов, охарактеризуйте их. 2 Определите молярную концентрацию раствора, в 40 см3 которого содержится 3,04 г FeSO4. 3 Сколько граммов сульфата алюминия Al2(SO4)2 содержится в 500 см3 0,1 н раствора? 4 Сколько граммов соды Na2CO3 необходимо взять для приготовления 2дм3 0,01 н раствора? 5 Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и массовую долю H2SO4 в 2 М растворе, плотность которого 1,12 г/см3. 6 Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты, содержащего 1,96 г H2SO4 в 500 мл раствора. 7 Вычислите моляльность и молярную долю раствора, содержащего 5,6 г гидроксида калия КОН и 500 г воды. 8 Сколько мл 96% H2SO4 с плотностью 1,84 г/см3 потребуется для приготовления 500 мл 30% H2SO4 с плотностью 1,22 г/см3. 12 СВОЙСТВА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Лабораторная работа № 9 12.1 Цель лабораторной работы Изучение свойств водных растворов электролитов. Определение водородного показателя среды. 12.2 Теоретическая часть Электролитами называются вещества, диссоциирующие в воде, других полярных растворителях или расплавах на ионы. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. Перенос тока в растворах и расплавах электролитов осуществляется ионами, поэтому их называют ионными проводниками или проводниками второго рода (в отличие от электронных проводников). К электролитам относятся: кислоты, основания, соли. Распад на ионы молекул вещества в растворе идет по линии ионной или полярной связи. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота – это электролит, дающий в водном растворе в качестве положительно заряженных ионов – ионы водорода. Например: HNO3 ↔ H + + NO3 – HCl ↔ H + + Cl – Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. H2SO4 ↔ H + + HSO4 – I ступень HSO4 - ↔ H + + SO4 2- II ступень В молекулах оснований из двух связей кислорода с металлом и водородом – значительно легче ионизируется первая. Поэтому при диссоциации образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы – гидроксид-ионы. Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе в качестве отрицательных ионов, ионы ОН - . Например: NaOH  ↔ Na + + OH –Ba(OH)2 ↔ BaOH + + OH - I степень Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH - II ступень Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие не только с кислотами, но и с основаниями. Они называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами. В молекулах таких электролитов прочность связи между металлом и кислородом, незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна по местам обеих этих связей. Диссоциацию амфотерного электролита можно выразить схемой: H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH – К амфотерным электролитам относятся гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие. Соли при растворении в воде диссоциируют на катионы и анионы. Например: FeCl3 ↔ Fe 3+ + 3 Cl – Кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы кислотного остатка, при диссоциации которых образуются ионы водорода. Например, NaHCO3 ↔ Na + + HCO3 - I ступень HCO3 - ↔ H + + CO3 2- II ступень Основные соли диссоциируют на анионы кислоты и сложные катионы, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы. Например, MgOHCl ↔ MgOH + + Cl - I ступень MgOH + ↔ Mg 2+ + OH - II ступень | ||||||||||||||||||||