МУЛР. Требования к отчету по работе. Рекомендуется следующий порядок выполнения лабораторных работ. Вначале семестра студенты получают у преподавателя график выполнения лабораторных работ
 Скачать 0.56 Mb.
|
|
аликвоту a V , зная нормальную концентрацию титранта T N c и определив объем титранта, ушедший на титрование T V , можно вычислить концентрацию пробы X N c 44 До эквивалентной точки входе титрования в растворе присутствует избыток определяемого вещества, а после – избыток тит- ранта. Поэтому в эквивалентной точке свойства раствора резко изменяются, в частности, изменяется окраска специально подобранных цветных индикаторов, что позволяет определить объем титранта, ушедший на титрование Контрольные вопросы 1. Что такое раствор 2. Какие существуют способы выражения концентрации раствора. Что называется растворенным веществом 4. Какой компонент раствора принимается за растворитель 5. По какому уравнению осуществляется перерасчет от нормальной концентрации к молярной 6. Что называется титрованием 7. Какое состояние химической системы называется точка эквивалентности 8. Что является задачей титрования 9. Как экспериментально определить точку эквивалентности при титровании кислоты щелочью 10. По какому уравнению рассчитывается концентрация анализируемого вещества при титровании Оборудование и реактивы Получить у преподавателя колбу мерную объемом 100 мл – 1 шт, колбу коническую объемом 100 мл – 2 шт, пипетку мерную (пипетку Мора) объемом 5 мл – 1 шт, бюретку объемом 25 мл – 1 шт, цилиндр мерный объемом 100 мл – 1 шт, кислоту соляную – раствор концентрацией 10 %, гидроксид натрия – раствор концентрацией 0,2 н, фенолфталеин. 45 Выполнение работы Приготовление раствора 1. Рассчитать, какой объем исходного раствора соляной кислоты нач с массовой концентрацией % 10% ω = и плотностью 3 1,047 г / см следует взять для приготовления 100 мл раствора заданной преподавателем концентрации. Рассмотрим конкретный пример расчета. Пусть следует получить раствор соляной кислоты объемом 100 мл V = с молярной концентрацией теор моль / л с = (при выполнении работы конкретная величина концентрации указывается преподавателем. а) Определим нормальную концентрацию теор, моль / л раствора соляной кислоты, которую следует получить теор теор N c zc = Соляная кислота одноосновная, те. 1 z = . Тогда теор 0,15 0,15 моль / л б) Определим массу соляной кислоты ( ) HCl m в 100 мл раствора соляной кислоты с теор моль / л с = теор HCl HCl N m c Э V = , теор HCl HCl , N m c Э V = HCl HCl Э , M z = т.е. 46 Э г / моль 1 = = Тогда 3 HCl 0,15 36,5 100 10 0,55 г m − = ⋅ ⋅ ⋅ = в) Определим объем соляной кислоты нач, который необходимо взять HCl HCl нач нач р-ра m m V m ω = = ρ , те. HCl нач, нач 5,3 мл 1,047 V = = ⋅ 2. Рассчитанный объем исходного раствора из бюретки отобрать в мерную колбу, довести уровень жидкости в колбе дистиллированной водой до метки по нижнему краю мениска и перемешать раствор путем переворачивания плотно закрытой колбы. Определение концентрации приготовленного раствора титрованием 1. В две конические колбы пипеткой Мора отобрать алик- вотные объемы (5 мл) приготовленного раствора, добавить немного дистиллированной воды (до толщины слоя жидкости около 5 мм) и 2 − 3 капли индикатора – фенолфталеина. 2. Бюретку на 25 мл наполнить титрованным раствором гидроксида натрия. Кончик бюретки должен быть заполнен раствором, а уровень жидкости доведен точно до нулевого деления. Затем медленно, по каплям, добавлять раствор щелочи из бюретки к аликвоте кислоты, непрерывно перемешивая раствор в конической колбе. 3. Эквивалентную точку определить по переходу окраски фенолфталеина от бесцветной к малиновой, сохраняющейся при перемешивании в течение 30 с. 4. Титрование повторить 2 раза, измеренные объемы щелочи, ушедшей на титрование усреднить. Протокол лабораторной работы 1. Заданная преподавателем концентрация соляной кислоты теор HCl С …….., моль/л. 2. Расчет объема соляной кислоты, необходимого для приготовления мл раствора кислоты заданной концентрации. 3. Объем аликвоты соляной кислоты, взятый для титрования, a V = ……., мл. 4. Концентрация раствора щелочи c N,NaOH = …….., моль/л. 5. Объем щелочи, ушедший на титрование пробы соляной кислоты V NaOH, 1 = …………., мл V NaOH,2 = …………., мл V NaOH,ср = …………, мл. Обработка результатов эксперимента Рассчитать концентрацию соляной кислоты по результатам титрования ,NaOH NaOH,ср пр, си определить отклонение от заданного значения концентрации соляной кислоты пр теор теор = 48 Содержание отчета по лабораторной работе 1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Ход эксперимента. 4. Расчет начального объема соляной кислоты. 5. Результаты эксперимента согласно протоколу лабораторной работы. 6. Обработка результатов эксперимента. 7. Вывод. РАБОТА № 6. ИССЛЕДОВАНИЕ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ Цель работы ознакомиться с процессом гидролиза солей и его следствиями, научиться составлять уравнения гидролиза. Общие сведения Гидролиз соли – это реакция обменного разложения соли водой (реакция, обратная реакции нейтрализации. При гидролизе ионы, образующиеся при диссоциации соли, могут отрывать от молекулы воды катионы водорода или гидроксид- ионы. При этом равновесие, характерное для чистой воды, перестает выполняться, и среда раствора становится кислой или щелочной. В реакцию гидролиза вступают только соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом, а именно соли слабой кислоты (или амфолита как кислоты) и сильного основания соли слабого основания (или амфолита как основания) и сильной кислоты соли слабой кислоты и слабого основания. Соли сильной кислоты и сильного основания в реакцию гидролиза в обычных условиях не вступают – реакция среды нейтральная. Рассмотрим гидролиз различных типов солей (в зависимости от природы кислоты и основания, их образующих. 49 1. При гидролизе соли слабой кислоты (или амфолита как кислоты) и сильного основания образуются щелочи (реакция среды щелочная) и кислоты или кислые соли. Процесс называется гидролизом по аниону. Он в большинстве случаев обратимый. При гидролизе соли однооснóвной кислоты HA образуется кислота. Диссоциация нитрита натрия описывается уравнением 2 С водой взаимодействует нитрит-ион по реакции 2 Добавляя к ионам противоионы, запишем молекулярное уравнение гидролиза 2 2 2 NaNO H При гидролизе соли многооснóвной кислоты H An y образуется кислая соль. Диссоциация карбоната натрия описывается уравнением 2 2 3 3 Na С водой взаимодействует карбонат-ион по реакции 2 Добавляя к ионам противоионы, запишем молекулярное уравнение гидролиза Na 2 CO 3 + H 2 O R NaHCO 3 + NaOH. Возможен вариант, когда соли рассматриваемого типа враз- бавленных растворах полностью разлагаются водой – необратимый гидролиз по аниону. Это относится к солям амфолитов как кислот. При гидролизе соли слабого основания (или амфолита как основания) и сильной кислоты образуются сильные кислоты (реакция среды кислая) и основания (амфолиты как основания) или 50 оснóвные соли. Процесс называется гидролизом по катиону. Вне- которых случаях он носит обратимый характер. Обратимый гидролиз по катиону имеет место у солей Ag(I), Al, Be, Cd, Co(II), Cr(II), Cr(III), Cu(II), Fe(II), Fe(III), Ga, In(III), La, Mg, Mn(II), NH 4 , Ni(II), Pb(II), Sc(III), V(III), Y, Zn. При гидролизе соли однокислотного основания KtOH образуется основание. Диссоциация нитрата аммония описывается уравнением + 4 3 4 3 NH С водой взаимодействует ион аммония 4 4 NH HOH NH OH Добавляя к ионам противоионы, запишем молекулярное уравнение гидролиза 4 3 2 4 3 NH NO H O NH OH При гидролизе соли многокислотного основания ( ) Kt образуется оснóвная соль. Диссоциация сульфата железа) описывается уравнением 2 2 4 С водой взаимодействует ион железа) Добавляя к ионам противоионы, запишем молекулярное уравнение гидролиза ( ) 4 2 4 2 4 2 2FeSO 2H O FeOH SO H Степень гидролиза солей этих двух групп невелика, не превышает нескольких процентов. Поэтому гидролиз многозарядных ионов протекает не далее первой ступени, те. ограничивается взаимодействием иона только с одной молекулой воды. 51 Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электроли- тами. Гидролиз протекает как по катиону, таки по аниону МА+ НО R МОН + НА. Например, ацетат аммония CH 3 COONH 4 образован слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой CH 3 COOH, соответственно с водой взаимодействует и катион аммония, и ацетат-ион: 3 4 2 3 4 CH COO NH H O CH COOH NH Молекулярная форма реакции CH 3 COONH 4 + H 2 O R CH 3 COOH + NH 4 OH. Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная. Степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием многократно выше, чему солей первых двух групп, гидролизующихся только по одному иону. Если продуктами гидролиза являются труднорастворимые соединения или газы, что имеет место при гидролизе солей многоосновных кислот и многоки- слотных оснований, то гидролиз протекает полностью. Пример полного (необратимого) гидролиза Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑. Чем слабее кислота или основание, образующиеся в результате гидролиза, тем больше глубина протекания процесса. С увеличением количества воды, тес разбавлением раствора, степень гидролиза возрастает. Гидролиз эндотермический процесса следовательно, степень гидролиза растет с повышением температуры. Гидролиз солей первой группы может быть подавлен добавлением кислоты, а солей второй группы – добавлением щелочи. При смешивании растворов солей первой и второй групп, содержащих многозарядные остатки слабых кислот и слабых оснований, происходит взаимное усиление гидролиза. По отдельности такие соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов водорода и гидроксид-ионов. В соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна оба равновесия смещаются вправо, гидролиз усиливается и протекает полностью. При взаимном усилении гидролиза всегда выпадает осадок и выделяется газ ( ) 3 2 3 2 2 3 2AlCl 3Na CO 3H O 2Al OH 3CO 6NaCl + + → ↓ + ↑ +Контрольные вопросы 1. Что такое гидролиз 2. Какие соли не гидролизуются 3. Каковы основные типы гидролиза 4. Как протекает гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием 5. Как протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием 6. Как протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием 7. От каких факторов зависит степень гидролиза 8. Как можно подавить гидролиз 9. Что называется взаимным усилением гидролиза Оборудование и реактивы В штативе хлорид железа, сульфат цинка, сульфат алюминия, сульфат хрома, сульфат магния, карбонат натрия, ацетат натрия – растворы концентрацией 5 %; лакмус – раствор концентрацией. В вытяжном шкафу соляная кислота – раствор концентрацией 15 %, сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %. Получить у преподавателя спиртовку – 1 шт, песчаную баню – 1 шт, пробирки – 5 шт хлорид сурьмы, сульфит натрия – растворы концентрацией 5 %; хлорид олова) – кристаллический цинк 53 металлический универсальную индикаторную бумагу, фенолфталеин. Выполнение работы Опыт 1. Гидролиз солей. В отдельные пробирки налить по 3 – 4 капли растворов сульфата цинка, сульфата алюминия, карбоната натрия и сульфида натрия. Добавить по 1 – 2 капли лакмуса и записать в таблицу окраску каждого из растворов этих солей. Вылить содержимое пробирок, промыть их дистиллированной водой и вновь налить указанные выше растворы. Добавить по 1 – 2 капли фенолфталеина и записать окраску растворов. Определить рН каждого раствора при помощи универсальной индикаторной бумаги. Опыт 2. Образование основных и кислых солей при гид- ролизе А. Гидролиз ацетата алюминия. В пробирку внести 7 – 8 капель раствора сульфата алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия. Укрепить пробирку в штативе и нагреть. Отметить образование осадка основной соли алюминия А1(ОН) 2 СН 3 СОО. Б Гидролиз сульфита натрия. Две капли раствора сульфита натрия нанести на индикаторную бумагу и определить рН. По отсутствию запаха сернистого газа убедиться в том, что сульфит натрия подвергается неполному гидролизу. Опыт 3. Факторы, влияющие на степень гидролиза со- лей А.Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза. В три пробирки налить равные объемы сульфита натрия, ацетата натрия и карбоната натрия. В каждую пробирку добавить по одной капле фенолфталеина. Отметить интенсивность окраски фенолфталеина в каждом случае. Определить рН растворов по универсальной индикаторной бумаге. В другие две пробирки налить одинаковый объем растворов солей алюминия и магния. Определить рН каждого раствора по универсальной индикаторной бумаге. Прилить по 3 капли раствора лакмуса и отметить цвет раствора. 54 Пробирки с растворами оставить для дальнейших испытаний. Б. Влияние температуры Растворы из опыта А нагреть. Отметить изменение окраски индикатора. В. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли. В пробирку внести 2 – 3 капли раствора хлорида сурьмы) и постепенно по каплям прибавлять воду до выпадения белого осадка хлорида стибила SbOCl. Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из Sb(OH) 2 Cl вследствие отщепления воды. К полученному осадку добавить раствор соляной кислоты. Отметить растворение осадка хлорида стибила. Г. Влияние изменения концентрации водородных ионов на гидролиз соли. Внести в пробирку 8 – 10 капель дистиллированной воды и один микрошпатель кристаллов хлорида олова. Раствор перемешать стеклянной палочкой. Образующийся белый осадок представляет собой основную соль олова SnOHCl. Добавлять к содержимому пробирки соляную кислоту до растворения осадка. Опыт 4. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей .В одну пробирку налить 0,5 мл концентрированного раствора сульфата цинка, в другую – столько же концентрированного раствора сульфата алюминия. Внести в обе пробирки по кусочку цинка. Для ускорения реакций пробирки можно нагреть. Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза при взаимодействии растворов двух солей В одну пробирку налить 3 − 5 капель раствора хлорида железа, во вторую – столько же раствора сульфата алюминия, в третью – столько же раствора сульфата хрома. Впервые две пробирки добавить 3 − 5 капель раствора карбоната натрия, в третью – столько же раствора сульфида натрия. Во всех трех пробирках выпадают в осадок гидроксиды металлов (железа, алюминия и хрома) и выделяются газы. Протокол лабораторной работы Данные опыта 1 занести в табл. 6.1 55 Таблица 6.1 № Формула соли Окраска лакмуса Окраска фенолфталеина рН раствора по универсальной индикатороной бумаге Характер раствора Результаты опытов Аи Б занести в табл. 6.2 Таблица 6.2 № Формула соли Цвет фенолфталеина Цвет лакмуса рН раствора по универсальной индикатороной бумаге Изменение окраски после нагревания В остальных случаях записать использованные реактивы и результаты наблюдений Содержание отчета по лабораторной работе Опыт 1. Привести таблицу с результатами эксперимента. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионно-моле- кулярной формах. Сделать выводы о характере растворов (кислый или щелочной. Опыт 2. А. Написать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции образования ацетата алюминия и уравнение его гидролиза. Опыт 2 Б. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза сульфита натрия. Опыт 3. По результатам опыта Аи Б заполнить табл. 6.3 Таблица 6.3 № Формула соли Цвет фенолфталеина Цвет лакмуса рН раствора по универсальной индикаторной бумаге Изменение окраски после нагревания Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза. Опыт В. Написать уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы) и общее уравнение ее гидролиза до образования Sb(OH) 2 Cl. Опыт Г. Составить уравнение гидролиза хлорида олова) в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Опыты 4 и 5. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза. Объяснить причину растворения цинка в растворах солей цинка и алюминия. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7. ИССЛЕДОВАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ Цель работы познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно- восстановительных реакций. Общие сведения Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, входе которых происходит изменение степеней окисления атомных частиц элементов. Степень окисления (СО) – число, которое по формальным правилам может быть приписано атомной частице любого элемента, другими словами, – это формальный заряд атомной частицы элемента, рассчитанный по определенным правилам (–4 ≤ С ≤ 8). Правила определения степеней окисления следующие 1. В простых веществах степени окисления атомов равны нулю, например Cu 0 , 0 8 S . 2. Некоторые элементы в сложных веществах и сложных частицах имеют, как правило, постоянные степени окисления. К ним относятся 57 а) Cs, Fr, K, Li, Na, Rb – степень окисления +1, например K + I, 1 2 Cs O + ; б) Ba, Be, Ca, Cd, Mg, Ra, Sr, Zn – степень окисления +2, например в) Ac, Al, La, Y, Sc – степень окисления +3, например Al +3 F 3 , La +3 Br 3 ; г) F – степень окисления -1, например 2 CaF − , RbF − ; д) O – степень окисления -2 за исключением соединений с фтором, пероксидов ( 2 2 O − – пероксид-ион), надпероксидов ( 2 O − − надпероксид-ион) и озонидов ( 3 O − – озонид-ион)], например 2 CO − , 2 3 SO − ; е) Br, Cl, I – степень окисления -1 (кроме соединений с фтором, кислородом, азотом и между собой, например 2 MgCl − , NaI − ; ж) H – степень окисления +1 кроме соединений с элементами, перечисленными в пунктах а, б, в, сбором, с медью) и с золотом, в которых степень окисления водорода -1], например 1 2 H O + , 1 3 NH + 3. Степень окисления элемента в одноатомном ионе равна электрическому заряду иона, например, в катионе Pb 2+ степень окисления элемента свинца составляет +2. 4. Сумма произведений степеней окисления всех элементов молекулы или условной молекулы (формульной единицы вещества) и их стехиометрических индексов в формуле молекулы (условной молекулы) равна нулю. Это правило используют для определения неизвестной степени окисления. Например, определим степень окисления кислорода (обозначив ее «x») в веществе H 2 O 2 : ( ) x 2 2 H O , 1 2 x 2 0 x 1 + + ⋅ + ⋅ = ⇒ = − . 5. Сумма произведений степеней окисления всех элементов молекулярного иона и их стехиометрических индексов в формуле иона равна электрическому заряду иона. Это правило тоже используют для определения неизвестной степени окисления. Например, |