Практикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений
 Скачать 2.18 Mb.
|
|
. Определение плотности раствора ареометром Получить у лаборанта раствор гидроксида натрия и налить его в стеклянный мерный цилиндр емкостью 250 мл. В раствор осторожно опустить ареометр. Записать показания ареометра (вовремя снятия показаний ареометр не должен касаться стенок цилиндра. По таблице плотности (см. введение) определить массовую долю растворенного вещества в исследуемом растворе. Если показания ареометра не совпадают с табличными данными, то массовую долю определить методом интерполяции. Метод интерполяции заключается в определении промежуточного, между табличными, значения искомой величины. Предположим, что при помощи ареометра определена плотность раствора гидроксида натрия 1,125. По методу интерполяции расчет проводят в следующем порядке. 1. По таблице плотностей находят меньшее и большее значения массовой доли NaOH и плотности растворов: меньшее значение ω = 9,19 %, меньшее значение ρ = 1,10 г/мл; большее значение ω = 13,73 %, большее значение ρ = 1,15 г/мл. 2. Находят разность между табличными значениями плотностей и концентраций 1,15 – 1,10 = 0,05 (г /мл), 13,73 – 9,19 = 4,54 (%) 3. Находят разность между значением плотности, определенной ареометром, и меньшим табличным 1,125 – 1,100 = 0,025 (г /мл) 4. Составляют пропорцию и решают е 4,54 (%) – 0,05 (г /мл) х – 0,025 (г /мл) 27 , 2 05 , 0 54 , 4 025 , 0 = ⋅ = x % 5. Найденное число прибавляют к меньшему табличному значению массовой доли и получают массовую долю гидроксида натрия в растворе с плотностью 1,125: 9,19 + 2,27 = 11,46 % Опыт 2 . Приготовление раствора заданной концентрации Ход опыта 1. Получить от преподавателя задание на приготовление раствора методом разбавления того раствора, массовая доля которого была определена при помощи ареометра в первом опыте. Обычно дается задание приготовить раствор гидроксида натрия объёмом 250 мл с эквивалентной концентрацией 0,08 н, 0,09 н, 0,1 н, 0,11 нит. д. Раствор готовят в мерных колбах, разбавляя раствор первого опыта водой. 2. Вычислить объем раствора щелочи, массовая доля которого была определена при помощи ареометра, необходимый для приготовления заданного раствора объёмом 250 мл. 3. Мерным цилиндром или бюреткой отмерить необходимый объем раствора щёлочи. Вылить раствор в мерную колбу. Дважды ополоснуть цилиндр дистиллированной водой, слить воду в туже колбу. 4. Содержимое колбы разбавить до метки водой. Разбавление вначале можно вести быстро, нов конце добавлять воду следует по каплям из капельницы. Разбавление можно считать законченным, когда нижний уровень мениска жидкости коснется метки на колбе. 5. Закрыть колбу пробкой и перемешать раствор, многократно переворачивая колбу. Приготовленный раствор использовать в следующем опыте. Опыт 3. Титрование раствора Ход опыта 1. В мерную бюретку, закрепленную в штативе, налить раствор кислоты с эквивалентной концентрацией 0,1 моль /л (0,1 н. Этот раствор называется рабочим раствором. 2. В три конические колбы внести с помощью мерной пипетки по 10 мл раствора NaOH, приготовленного в предыдущем опыте, добавить в каждую колбу по одной капле индикатора метилоранжа или фенолфталеина. Из бюретки медленно, по каплям, прибавлять раствор кислоты к раствору щелочи до изменения окраски индикатора. По окончании титрования записать объем кислоты, использованной на титрование. 4. Опыт повторить еще два раза, каждый раз предварительно доливая раствор кислоты в бюретку до нулевого деления. 5. Рассчитать средний объем кислоты, использованной на титрование, и эквивалентную концентрацию щелочи. Вычислить титр раствора. 6. Сопоставить концентрацию приготовленного раствора, найденную методом титрования, с заданным значением. Рассчитать погрешность, допущенную при приготовлении раствора, в выводе указать возможные причины погрешности опыта. Контролирующие задания 1. Приведите формулы для вычисления всех способов выражения концентрации растворов массовой доли, молярной, эквивалентной, моляльности, титра и мольной доли растворённого вещества. 2. Выведите формулы перехода от молярной концентрации к массовой доле растворенного вещества, моляльности и титру раствора. 3. Рассчитайте объем раствора гидроксида натрия с плотностью 1,15 г/мл, необходимый для приготовления 250 мл 0,08 М раствора. 4. Для нейтрализации 10 мл раствора гидроксида бария израсходовано млн. азотной кислоты. Определите молярную концентрацию гидроксида бария. 5. Выведите математическое выражение закона химических эквивалентов применительно к растворам. 6. Выведите математическое выражение для расчета массы растворенного вещества, если известны его массовая доля, объём и плотность раствора. 6. Выведите математическое выражение для расчета массы растворенного вещества в любом объёме раствора при известной молярной концентрации раствора. Работа ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ Физико-химические процессы (растворение, плавление, гидратация и др) сопровождаются, как и химические реакции, поглощением или выделением тепла. При растворении солей вводе происходят два процесса эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки, и экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества и воды с образованием гидратов. В зависимости оттого, какой из этих процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть или положительным (эндотермическое растворение, или отрицательным (экзотермическое растворение. Количество теплоты, поглощающейся (выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения данного вещества. Экспериментальное определение теплоты растворения проводят в калориметрах. В данной работе используются те же калориметры, которые применяются в работе № 7 Тепловой эффект реакции. Рисунок и описание калориметра смотрите в этой работе. Описание методики определения теплоемкости калориметра с помощью горячей воды для удобства проведения данной работы повторяется и, кроме того, приводится методика определения этой величины с помощью хлорида аммония. Экспериментальная часть Опыт 1 . Определение теплоемкости калориметра с помощью горячей воды Ход опыта. 1. Записать температуру калориметра (Т. 2. Набрать в стакан с помощью мерного цилиндра 100 мл нагретой до 50–60 Своды, температуру измерить с точностью до 0,1 Си записать (Т. Быстро вылить нагретую воду во внутренний стакан калориметра. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру воды в калориметре и показания термометра заносить в таблицу Время, мин 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 СВ ходе измерений наблюдается три периода 1) температура в калориметре быстро уменьшается (нагревается внутренний стакан калориметра) температура стабилизируется (наступает тепловое равновесие) температура медленно уменьшается (за счет рассеивания тепла. Для расчетов теплоемкости брать температуру второго периода, остающуюся постоянной в течение 2–3 мин. Эту температуру назовём равновесной и обозначим символом θ (греч. тэта. Количество тепла, сообщенное калориметру нагретой водой, определяется по уравнению Q C m T H O H O = ⋅ ⋅ − 2 2 2 ( ) θ (3) Количество теплоты, поглощенное калориметром, определяется по уравнению Q = K·( θ – Т) (4) Поскольку левые части уравнений (3) и (4) равны, то приравниваем правые части и получаем формулу для расчета теплоемкости калориметра K C m T T T T H O H O = ⋅ ⋅ − − = ⋅ ⋅ − − 2 2 2 1 2 1 4 18 100 ( ) ( ) θ θ θ θ (5) Определяемая по формуле (5) величина К измеряется в Дж/град. Опыт 2. Определение теплоёмкости калориметра с помощью хлорида аммония Растворение хлорида аммония сопровождается поглощением тепла, теплота растворения равна 15,3 кДж/моль. Таким образом, при растворении происходит понижение температуры. По величине понижения температуры можно определить теплоемкость калориметра. Ход опыта 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате температуру записать (Т. 2. Взвесить 10,0 г хлорида аммония. 3. Всыпать хлорид аммония в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру раствора и записывать ее в таблицу, такую же, как в опыте 1. Входе опыта наблюдается три периода 1) температура в калориметре уменьшается, т.к. идет растворение с поглощением тепла 2) температура стабилизируется (растворение закончилось 3) температура медленно повышается за счет поступления тепла извне. Для расчетов берется температура второго периода ( θ). Теплоемкость калориметра вычисляется по формуле θ − = Δ = T Q T Q K , где Q – теплота растворения хлорида аммония, пересчитанная на взятую навеску соли. Опыт 3. Определение теплоты растворения нитрата калия Ход опыта 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате температуру записать (Т. 2. Взвесить 10,0 г нитрата калия. 3. Всыпать нитрат калия в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру раствора и записывать ее в таблицу, такую же, как в опыте 1. Входе опыта также наблюдается три периода (см. опыт 2): Для расчетов берется температура второго периода ( θ). Количество поглощенного тепла вычисляется по формуле Q = K· Δ T = K·(T – θ), где K – теплоемкость калориметра. Затем производится пересчет на один моль нитрата калия ( ΔН° оп ). Погрешность опыта (в %) вычисляется по формуле 100 ⋅ Δ Δ − Δ ± = o теор o оп o теор H H H η % с учётом теоретической величины теплоты растворения нитрата калия, которая равна 36,3 кДж/моль. В отчёте описать опыт и объяснить поглощение теплоты при растворении этого вещества. Опыт 4. Определение теплоты растворения гидроксида натрия Ход опыта. 1. Во внутренний стакан калориметра залить 100 мл воды, замерить температуру воды и записать показание термометра. 2. Взвесить 10,0 г гидроксида натрия, соблюдая меры предосторожности при работе с сухими щелочами. 3. Щелочь всыпать во внутренний стакан и, непрерывно перемешивая, с интервалом в 30 с, замерять температуру показания термометра заносить в таблицу, такую же по форме, как в опыте 1. 4. Вычислить теплоту растворения с помощью уравнения (для расчетов брать температуру второго периода Q = K·∆T, где Т – изменение температуры, К – теплоёмкость калориметра. Полученную величину привести к одному молю щелочи по уравнению, где m – навеска вещества (10 г, M – молярная масса вещества. В отчете описать опыт, привести рисунок калориметра, таблицы опытных данных и все вычисления. Сравнить полученную опытную величину энтальпии растворения NaOH с табличной (–42,4 кДж/моль) и вычислить погрешность опыта. Объяснить выделение теплоты при растворении этого вещества. Опыт 5. Определение теплоты гидратации сульфата меди Теплота гидратации Δ Н ° гидр определяется по теплоте растворения безводной соли и кристаллогидрата. Ход опыта 1. Получить у лаборанта безводный сульфат меди (II) и кристаллогидрат – медный купорос CuSO 4 ·5H 2 O. На технохимических весах или электронных весах взять навески по 10 г обоих веществ. 73 2. Провести опыт по растворению безводной соли, а затем повторить его для кристаллогидрата. Последовательность операций (ход опыта) такая же, как в опытах 3 и 4. По результатам опытов вычислить теплоту растворения безводной соли (Ни кристаллогидрата (Н. Рассчитать опытное значение теплоты гидратации безводной соли, исходя из следующих соображений. Теплота растворения безводной соли это сумма теплоты гидратации сульфата меди и теплоты растворения полученного кристаллогидрата. Иными словами, растворение безводного сульфата меди (II) можно представить состоящим из двух стадий. СuSO 4 (к) + 5Н 2 О (ж) = к Δ Н 0 гидр ; 2. кр Н По закону Гесса Н = Δ Н ° гидр + Н, следовательно Δ Н 0 гидр = Н 1 – Н Сравнить полученную в опыте величину теплоты гидратации сульфата меди (II) со справочным значением (78,2 кДж/моль), вычислить погрешность опыта и сделать вывод. Контролирующие задания 1. Какое количество теплоты называется теплотой растворения вещества Чем отличается от теплоты растворения энтальпия растворения. Как называются две стадии, на которые можно разделить (теоретически) процесс растворения вещества вводе Какая из них для для солей является эндотермическим, а какая экзотермическим прцессом? 3. Почему все кислоты и щелочи растворяются вводе с выделением тепла, а большинство солей – с поглощением 4. Найдите в справочнике соль, которая растворяется с выделением тепла и объясните причину его выделения. 5. Выведите формулу для вычисления теплоемкости калориметра при ее определении с помощью горячей воды. 6. Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс экзотермического растворения. 7. Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс эндотермического растворения. Работа 12. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их уравнений в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов. Например, реакции нейтрализации записываются так HCl + KOH = KCl + H 2 O – молекулярное уравнение+ OH – = H 2 O – ионно-молекулярное уравнение, из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды. Уравнения реакций BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Ba(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3 сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества – сульфата бария Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадков или газов) или молекул слабых электролитов Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑ CO 3 2 − + 2H + = H 2 O + CO 2 ↑ В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, таки среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциирующих веществ. Например ↓Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O ↓Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, ионное произведение которой равно 10 –14 , тогда как ПР = 5,5·10 –12 . Доказательством этому служит расчет константы равновесия реакции (К. Реакция будет протекать в прямом направлении, если К > 1. Запишем константу равновесия для реакции в ионном виде Mg(OH) 2 ↓+ 2H + = Mg 2+ + 2H 2 O 2 2 2 В выражение константы равновесия не входит концентрация твердого вещества и воды. Поэтому выражение константы можно преобразовать Помножим числитель и знаменатель дробина и получим следующее выражение 2 2 2 Произведение в числителе дроби есть ничто иное как произведение растворимости гидроксида магния (ПР, а в знаменателе – квадрат ионного произведения воды (К = [H + ]·[OH - ] = 10 –14 ). Таким образом, константа равновесия ионообменной реакции имеет следующий вид 2 W 2 K ) ) OH ( Mg ( ПР К = ПР (Mg(OH) 2 ) = 5,5·10 –12 , К = 10 –14 . Подставим приведенные значения в уравнение и получим значение константы равновесия 16 2 14 12 10 5 , 5 ) 10 ( 10 5 , 5 К ⋅ = ⋅ = − − следовательно, реакция будет протекать в прямом направлении. В любом случае можно показать, что константа равновесия ионообменной реакции есть отношение константы (или произведения констант) реагентов (ПР, К нест. , К д и т.д.) к константе (или произведения констант) продукта реакции с учетом стехиометрических коэффициентов перед соответствующими веществами в ионном уравнении реакции. Например, для реакции CuS + 2HCl 'CuCl 2 + H 2 S 76 2 ( ) ( ) Д ПР К H S = , где К Д (H 2 S) = 1 2 Д Д K К ⋅ (Д – константа диссоциации H 2 S по первой ступени, 2 Д К – константа диссоциации H 2 S по второй ступени. Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правиломпроизведения растворимости осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов превышает ПР осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР (концентрации ионов при вычислении их произведения берутся в степенях, равных коэффициентам перед формулами ионов в схемах диссоциации. Экспериментальная часть Целью работы является 1) проведение необратимых и обратимых ионообменных реакций вводных растворах и 2) изучение влияния условий взаимодействия на состояние равновесия ионообменных реакций. Опыт 1. Получение малорастворимых солей. Получение солей свинца (II). В две пробирки внести по 2–3 капли раствора нитрата свинца (II) и прилить в одну раствор йодида калия, в другую – хлорида натрия. Описать ход опыта и наблюдения, написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. 2. Получение других малорастворимых солей. Пользуясь таблицей растворимости, подобрать реактивы, с помощью которых можно получить сульфид свинца (II), хромат бария, хлорид серебра (I). В пробирках смешать по несколько капель реактивов и наблюдать образование осадков. В отчёте написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и отметить окраску образовавшихся осадков. Опыт 2 |