Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия
 Скачать 1.36 Mb.
|
Опыт 1. Приготовление пересыщенных растворов.Получение пересыщенного раствора тиосульфата натрия. Приборы и реактивы. Пробирка, водяная баня, штатив, горелка, тиосульфат натрия. Выполнение работы. Цилиндрическую пробирку на 1/4 ее объема наполнить кристаллами тиосульфата натрия. Туда же добавить одну каплю воды. Закрепить пробирку на штативе, поместить ее на водяную баню и нагреть до полного растворения соли. Отставить горелку и удалить водяную баню. Полученный раствор охладить на воздухе до комнатной температуры, не вынимая пробирку из штатива. Отметить отсутствие кристаллизации. В охлажденный раствор бросить маленький кристаллик этой соли. Что Какой раствор был в пробирке до кристаллизации ненасыщенный, насыщенный, пересыщенный? Описать наблюдаемые явления. Опыт 2. Получение пересыщенного раствора ацетата натрия. Оборудование и реактивы. Пробирка, ступка, штатив, горелка, ацетат натрия, дистиллированная вода. Выполнение работы. Цилиндрическую пробирку на 1/4 ее объема наполнить растертым в порошок ацетатом натрия. Прибавить туда же 2 капли воды. Закрепить пробирку на штативе, поместить ее на водяную баню и нагреть до полного растворения соли. Отставить горелку и удалить водяную баню. Полученный раствор охладить на воздухе до комнатной температуры, не вынимая пробирку из штатива. Отметить отсутствие кристаллизации. В охлажденный раствор бросить маленький кристаллик этой соли. Что наблюдается? Сделать вывод. Опыт 3. Приготовление раствора карбоната натрия заданной концентрации разбавлением концентрированного раствора В работе следует приготовить определенный объем раствора карбоната натрия Na2CO3 заданной концентрации (объем и концентрацию указывает преподаватель) из более концентрированного раствора. Концентрацию исходного раствора находят по его плотности, которую определяют с помощью ареометра. Ареометр – стеклянный поплавок, имеющий вверху шкалу, градуированную в единицах плотности. Действие ареометра основано на законе Архимеда. Для определения плотности ареометр опускают в раствор и по нижнему краю мениска жидкости отсчитывают показание. Концентрацию исследуемого раствора находят, пользуясь табличными данными о плотности в зависимости от концентрации раствора. Плотность водных растворов карбоната натрия приведена в таблице. Таблица. Плотность водных растворов Na2CO3 при 200С
Если в таблице нет значения плотности, точно соответствующего показанию ареометра, концентрацию находят интерполяцией. Например, измеренная плотность раствора карбоната натрия равна 1,070 г/см3. В таблице имеются значения: Концентрация, % (масс.) , г/см3
Разность 0,0210 Полученное значение 1,070 г/см3 отличается от плотности 6%-ного раствора на 1,070-1,0606 = 0,0094 г/см3. Составляем пропорцию 0,0210 г/см3 2% 0,0094 х х = 0,90% Таким образом, концентрация раствора карбоната натрия с плотностью 1,070 г/см3 равна 6+0,90 = 6,90 %. Выполнение работы. В лабораторном журнале записывают форму протокола опыта, в которую в ходе работы вносят получаемые данные: Объем заданного раствора –Концентрация заданного раствора – Плотность исходного раствора – Концентрация исходного раствора – Плотность приготовленного раствора (рассчитанная) – Для приготовления заданного раствора взято: исходного раствора – воды – Плотность приготовленного раствора (измеренная) – В мерный цилиндр наливают исходный раствор карбоната натрия и ареометром определяют его плотность. По таблице находят концентрацию исходного раствора (в % (масс.)). Если найденная плотность не точно соответствует приведенной в таблице, концентрацию находят (с точностью до 0,1%) интерполяцией. Рассчитывают, сколько миллилитров исходного раствора и воды следует взять для приготовления указанного объема заданного раствора. Для этого нужно найти следующие данные: плотность раствора заданной концентрации (по табл. 2); массу заданного раствора; массу сухого Na2CO3, содержащегося в заданном растворе; массу исходного раствора, содержащего данное количество Na2CO3; объем исходного раствора; массу воды, которую нужно добавить к исходному раствору (она равна разности масс исходного и заданного растворов). В мерный цилиндр наливают рассчитанные объемы дистиллированной воды и исходного раствора, сливают их в химический стакан и тщательно перемешивают. Приготовленный раствор наливают в мерный цилиндр и определяют ареометром его плотность. Сравнивают найденное значение плотности с рассчитанным. Если различие составляет более 0,003 г/см3, то это показывает, что в расчете допущена ошибка. Ее нужно найти, исправить и снова приготовить раствор. Опыт 4. Приготовление раствора промежуточной концентрации из растворов большей и меньшей концентрации. Для того чтобы приготовить раствор определенной концентрации разбавлением более концентрированного раствора или смешением растворов большей и меньшей концентрации. В этих случаях удобно применять правило смешения. Пример. Приготовить 100 г 14%-ного раствора NaCl из 22%-ного (=1,168 г/мл) и 10%-ного (=1,073 г/мл) растворов этой соли. Соотношение массовых частей исходных растворов находят по правилу смешения 10% - 8 мас.ч. 14% 22% 4 мас.ч. Из схемы видно, что если взять 8 г 10%-ного и 4г 22%-ного растворов, то будет получено 12 г 14%-ного раствора. Составляют пропорцию: на 12г 14%-ного раствора нужно 8 г 10%-ного и 4г 22%-ного «100» «х» «у» Отсюда х = 100*8/12 = 66,7 г, у = 100*4/12 = 33,3 г Разделив массы растворов на их плотности, получим: для приготовления 100 г 14%-ного раствора требуется 62 мл 10%-ного и 28,5 мл 22%-ного раствора. Получают задание, например: приготовить 150 г 8%-ного раствора CaCl2 из 5 и 12%-ного растворов. По правилу смешения находят массы исходных растворов и рассчитывают их объемы. Эти объемы отмеривают цилиндрами и смешивают в стакане. Определяют плотность полученного раствора с помощью ареометра и по табл. Приложения находят его процентную концентрацию. В случае необходимости используют метод интерполяции. Сравнивают найденную концентрацию с заданной. Данные опыта и результаты записывают по форме: Процентные концентрации исходных растворов и их плотности: С1 - 1 – С2 - 2 – Концентрация конечного раствора, % Масса или объем конечного раствора, г или мл Объемы исходных растворов, мл Плотность конечного раствора, измерения: 1-е 2-е 3-е среднее Концентрация, соответствующая найденной плотности Задания:
Опыт 5. Определение концентрации раствора по показателю преломления. Приборы и реактивы. Рефрактометр, стандартные растворы, исследуемые растворы. Выполнение работы. Ознакомиться с правилами работы на рефрактометре. Перед выполнением работы проверить шкалу рефрактометра по стандартному веществу (дистиллированной воде). Перед началом работы поверхности призм осторожно протереть мягкой салфеткой, не нажимая, чтобы не повредить полированную поверхность измерительной призмы. Перед измерением произвести определение нулевой точки. Приготовить ряд растворов (1-10%) сахара (сульфата меди). Нанести на нижнюю измерительную призму каплю исследуемой жидкости. Закрыть верхнюю призму. Нанести световой пучок зеркалом на окно нижней призмы. Перемещать рукоятку с окуляром до тех пор, пока визирная линия не совместится с границей полей. Добиться резкого изображения границы полей с вращением маховичка на рукоятке окуляра. Измерить показатель преломления растворов с известной концентрацией и по полученным данным построить калибровочный график. Измерить показатель преломления раствора неизвестной концентрации при той же температуре и графической экстраполяцией найти концентрацию исследуемого раствора. Опыт 6. Явление тургора и плазмолиза в системах с полупроницаемыми перегородками. Приборы и реактивы: Хлорид или нитрат натрия NaCl (или NaNO3), свежесрезанные листья растений. Выполнение работы. В шесть пробирок налить примерно на ¾ их высоты раствор хлорида натрия (или нитрата натрия) следующих концентраций: 0(чистая вода), 0,01, 0,1, 1,0, 3,0, 4,0 моль/л. В каждую из этих пробирок поместить по свежесрезанному листу растения, погрузить его черенком в раствор. Листья должны быть одинаковые, здоровые. Примерно через сутки в части пробирок листья остались без изменения, как до начала опыта. В другой части пробирок листья привяли (состояние плазмолиза), причем, чем выше концентрация хлорида натрия в растворе, тем больше угнетение (увядание) листьев. Сделать вывод. Опыт 7. Рост «искусственной клетки» Траубе и древовидных образований. Приборы и реактивы: Гексацианоферрат калия (крист) K4 [Fe(CN)6], сульфат меди CuSO4, 5%, конторский клей или 50% раствор силиката натрия, 2 сосуда с плоскопараллельными стенками на 100 мл, проекционный фонарь. Выполнение работы. В сосуд емкостью 100 мл налить почти доверху 5% раствор сульфата меди и бросить в него несколько кристалликов гексацианоферрата калия. Через некоторое время в сосуде появятся причудливые образования. Объяснение. Кристаллы гексацианоферрата калия, растворяясь в растворе, вступают во взаимодействие с сульфатом меди2CuSO4 + K4 [Fe(CN)6 ] = Cu2 [Fe(CN)6 ] + 2K2 SO4 Получаемая в результате этой реакции пленка гексацианоферрата меди (II) обволакивает кристаллы желтой кровяной соли вместе с прилегающим к ней раствором, образуется искусственная клетка, способная к дальнейшему росту, так как образовавшаяся пленка обладает полупроницаемостью. Молекулы воды, проникая во внутрь клетки увеличивают ее объем, в результате чего, пленка в конце концов разрывается и содержимое ее (раствор желтой кровяной соли) выливается наружу. Но тут весь процесс вновь повторяется, так как в результате описанной выше реакции снова образуется пленка гексацианоферрата меди, но уже в новых границах – клетка как бы растет, образуя своеобразные отростки и разветвления. Опыт 8. Получение искусственных полупроницаемых мембран. Приборы и реактивы. Большие пробирки (или стаканы на 50-100мл), штатив, силикат натрия, соли крист: хлорид железа, хлорид марганца, хлорид магния, сульфат меди, дихлорид меди, сульфат никеля, дихлорид никеля, дихлорид кобальта, хлорид кадмия. Выполнение работы. Разбавить в 10 раз конторский силикатный клей, или приготовить 30% раствор силиката натрия. В пробирки или цилиндры почти доверху налить раствор силиката натрия. В каждый из них бросить по несколько кристаликов одной из указанных солей (или приготовленный раствор налить в сосуд с плоскопараллельными стенками емкостью 50-100 мл и бросить в него крупные кристаллы солей). Через некоторое время в сосуде из кристаллов вырастут образования, похожие на водоросли. Хлорид железа дает сильно ветвистые образования, хлорид магния - толстые палочки с конусообразной верхушкой, хлорид марганца и сульфат никеля образуют пучки тонких прямых и ветвистых нитей. Картина напоминает подводную растительность. Объяснение. На поверхности кристалла в результате реакции обмена образуются нерастворимые силикаты и концентрированный раствор хлорида (или сульфата) натрия под пленкой нерастворимой соли. Благодаря разности осмотических давлений, менее концентрированный раствор силиката, проникает через пленку, в результате чего объем раствора под ней увеличивается и пленка лопается. Раствор соли, из которой состоит кристалл, выходит через разрыв в пленке и процесс нерастворимого силиката повторяется. Т. о, за счет прохождения описанных реакций пленка как бы растет, образуя характерные образования различной формы. Для усиления впечатления, после того как водоросли перестанут расти, рекомендуется добавить в сосуд несколько кристаллов дихромат калия, которые придают желтовато зеленую окраску. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Электролитами называются вещества, диссоциирующие в воде и других полярных жидкостях или расплавах на ионы и способные проводить электрический ток. Водные растворы характеризуются определенной концентрацией водородных ионов, зависящей от содержащихся в них веществ. Вода, являясь слабым электролитом, частично диссоциирует на водородный и гидроксильный ионы. Причиной, вызывающей распад растворенного вещества на ионы, является интенсивное взаимодействие ионов с молекулами растворителя, т. е. сольватация ионов. Распад электролита на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией. Благодаря движению ионов в растворе проходит электрический ток. В результате диссоциации в растворе устанавливаются равновесные концентрации ионов и молекул, при постоянных условиях, не изменяющихся во времени. Например, в системе вода - уксусная кислота устанавливается равновесие: СН3СООН ↔Н+ + СН3СОО- К реакциям диссоциации применим закон действующих масс. Константу равновесия реакции диссоциации называют константой диссоциации: КСН3 СООН = (Н+) (СН3СОО- / СН3СООН (Н+ )(СН3СОО-)- равновесные концентрации соответствующих ионов, моль/л (СН3СООН)- равновесная концентрация недиссоциированных молекул кислоты, моль/л. Константа диссоциации зависит от природы растворителя, природы электролита, температуры, но не зависит от концентрации электролита. Для того, чтобы сравнить диссоциацию различных электролитов, введено понятие степень диссоциации, т. е. отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Слово диссоциация означает обратимый распад. Обычно степень диссоциации меньше единицы. α=число молекул, распавшихся на ионы /исходное число молекул электролита Степень диссоциации связана с константой диссоциации уравнением К=α2 С/1- α, которое называют законом разведения (разбавления Оствальда), при небольших значениях α можно считать что 1- α=1 и α=√К /С Как видно степень диссоциации возрастает обратно пропорционально корню квадратному из концентрации электролита. В растворах электролитов за счет диссоциации молекул увеличивается число частиц, что приводит к большему понижению упругости пара. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества, такие как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Законы Рауля и Вант-Гоффа можно применять к растворам электролитов с учетом, так называемого изотонического коэффициента i, который показывает, во сколько раз число частиц (молекул, ионов), образовавшихся в результате диссоциации, больше исходного числа молекул. Так как i >1 формулы, выражающие свойства растворов электролитов, примут вид: (р0 – р) / р0 = i n2 / (n1 + i n2 ) Росм = i RTCм Δtзам = i K Cm Δtкип = i Е Cm Изотонический коэффициент и степень диссоциации связаны соотношением: α= (i –1)/(n- α), где n- число ионов, на которые распадается одна молекула электролита. В растворах сильных электролитов, молекулы которых диссоциированы практически полностью, в значительной степени проявляется взаимодействие между ионами, поэтому вместо концентрации их характеризуют активностью. Активность представляет собой эффективную или действующую концентрацию ионов в растворе: α=f c α -эффективная концентрация или активность электролита, f- коэффициент активности, c- концентрация вещества. В растворах сильных электролитов концентрация свободных - водородных ионов равна общей их концентраций в растворе, т. е. характеризует общую кислотность раствора. |