Лабораторные работы по общей химии

ВВЕДЕНИЕ
Проведение лабораторного практикума по общей химии
предназначено для более глубокого усвоения студентами
теоретического материала на основании непосредственного
эксперимента, приобретения элементарных навыков работы
в лаборатории, грамотной постановки и выполнения
опытов, а также выработки умения правильно рассчитать
искомые величины, оценить погрешность измерений и
расчетов.
При выполнении лабораторных работ необходимо
соблюдать ряд правил. Одно из важнейших требований к
работе в химической лаборатории – это аккуратность. На
столе во время работы должны находиться только приборы,
необходимые реактивы и лабораторный журнал. Если во
время работы что-то пролито, следует сразу же вытереть
стол. Нельзя ставить банки и бутылки с реактивами на
книги или тетради. Неизрасходованные в опытах реактивы
нельзя вливать обратно в сосуды, из которых они взяты, во
избежание
загрязнения
исходных
реактивов.
Их
необходимо выбрасывать или сливать в специальные банки
для отходов. Склянки с реактивами надо закрывать
пробками, которые нельзя путать.
К лабораторным работам студенты допускаются только
после инструктажа по технике безопасности. Инструктаж
проводится на первом занятии, после чего каждый студент
расписывается в журнале. Помимо этого перед каждой
лабораторной
работой
во
вступительной
беседе
преподаватель знакомит с правилами техники безопасности
применительно к данной лабораторной работе. Студенты
обязаны принимать меры предосторожности, указанные
преподавателем, а также содержащиеся в инструкциях по
технике безопасности, находящиеся в лаборатории.
Приступать к эксперименту можно только после
внимательного ознакомления с методическими указаниями;
надо четко представлять себе цель работы и способ ее
выполнения. Никогда не следует бесцельно крутить ручки
на приборах, сливать между собой неизвестные реактивы,
проводить опыты, не предусмотренные в практикуме.
По окончании работы надо выключить приборы и убрать
рабочее место.
Результаты измерений и расчеты заносятся в лабораторный
журнал. Записи в лабораторном журнале должны
содержать:
1. дату выполнения лабораторной работы и ее
название, а также название каждого опыта;
2. уравнение химической реакции;
3. схему прибора;
4. таблицу результатов;
5. формулы и расчеты по ним;
6. ответы на заданные вопросы.
Записи должны производиться аккуратно, чернилами,
полученные данные следует сразу занести в журнал. Если
совершена ошибка, нужно зачеркнуть неверную запись и
сверху сделать правильную; не рекомендуется исправлять
цифры или замазывать их.
Результаты опыта записываются с той точностью, которую
допускают измерительные приборы. С такой же точностью
должны производиться и расчеты – производить расчеты с
большей точностью неправильно. Каждый расчет должен
заканчиваться определением ошибки опыта. Абсолютная
ошибка опыта (±l) представляет собой разность между
теоретическим
и
экспериментальным
значениями
изучаемой величины А: l = Атеор. – Аэксп. Отношение
абсолютной ошибки опыта к теоретическому значению
величины А, выраженное в процентах, называется
относительной ошибкой опыта
l % = ± (Атеор. – Аэксп.) / Атеор. · 100%.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1.
ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
Химические реакции протекают с выделением или
поглощением энергии, чаще всего в виде теплоты. Реакции,
при
которых
теплота
выделяется,
называются
экзотермическими, поглощается – эндотермическими.
Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся
при химической реакции, называется тепловым эффектом
реакции. Тепловой эффект реакции измеряется в единицах
энергии – килоджоулях (кДж). Наука, которая изучает
тепловые эффекты химических реакций, называется
термохимией, а уравнения химических реакций, в правой
части которых указывается тепловой эффект –
термохимическими уравнениями. Выделяющаяся теплота
записывается со знаком минус (-ΔH), а поглощаемая – со
знаком плюс (+ΔH). Так, например, реакцию горения оксида
углерода (П) можно представить термохимическим
уравнением
CO(г)+ ½О2 (г) = СО2 (г); ΔH = -282,5 кДж.
В термохимии обычно используют уравнения, в которых
тепловой эффект относят к 1 моль образовавшегося
вещества, применяя в случае необходимости дробные
коэффициенты. В термохимических уравнениях следует
указывать
агрегатные
состояния
веществ
и
их
аллотропические
модификации,
поскольку
фазовые
переходы происходят с затратой или выделением теплоты.
Описание калориметрической установки и методика
проведения опытов
Экспериментальное определение тепловых эффектов
реакций, протекающих в растворах, проводят с помощью
установки, показанной на рисунке 1.
Рис. 1.1. Схема калориметрической установки
Установка (рис. 1.1) состоит из калориметрического сосуда
1, внутреннего стакана 2, который помещен в наружный
сосуд из органического стекла 3. Для уменьшения потерь
тепла калориметрический сосуд и внутренний стакан не
соприкасаются друг с другом, а также со стенками
наружного сосуда. Наружный сосуд закрыт крышкой 4, в
которой имеются три отверстия: для мешалки 5, воронки 6,
через которую вводятся реагирующие вещества и
термометра 7. Наружный сосуд установлен на подставке, в
которую вмонтирована электрическая схема мотора,
вращающего мешалку.
Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в
калориметре, определяется по формуле
q = k c m Δt,
(1.1)
где k = 1,15 – поправочный коэффициент, учитывающий
потери тепла при нагревании стеклянных частей прибора; m
– масса раствора, равная сумме массы воды и массы
растворенного вещества, г. При проведении реакции
нейтрализации относительную плотность раствора (d)
можно принять равной плотности воды (1 г/см3) и
рассчитать массу раствора по формуле m = dV; с – удельная
теплоемкость раствора, равная удельной теплоемкости воды
4,2 Дж/г0С.
Пересчет теплового эффекта на 1 моль реагирующего
вещества (ΔН) производится по формуле
ΔН = - q/n,
(1.2)
где n – количество молей реагирующего вещества.
Все работы по определению тепловых эффектов
химических процессов следует проводить в одинаковой
последовательности. Поместите в реакционный сосуд
измеренный мерным цилиндром объем раствора и
дождитесь выравнивания температуры калориметра и
окружающей среды для чего, выждав предварительно 3-5
мин., запишите показания термометра в течение 3 мин. С
интервалом в 30 с. Убедившись, что температура не
меняется, примите ее за величину tнач. Затем включите
мешалку и внесите через воронку измеренный объем
раствора и, непрерывно перемешивая раствор мешалкой,
проводите замеры температуры через 30 с., наблюдая ее
рост и последующее уменьшение. Результаты измерений
занесите в таблицу по образцу
Время
от 0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 4,0 ··· 10,0
начала опыта
τ, мин.
Температура,
t 0C
··
·
По данным таблицы постройте на миллиметровой бумаге
график зависимости изменения температуры от времени. На
рис.1. 2 приведен примерный вид этого графика.
Рис. 1.2. Изменение температуры раствора в ходе реакции.
Проведите
экстраполяцию
линейного
уменьшения
температуры конечного периода на начало реакции и
определите конечную температуру процесса tкон. Таким
образом определяется необходимая для расчета теплового
эффекта реакции величина Δt = tкон. – tнач.
Опыт. Определение теплоты нейтрализации сильной
кислоты сильным основанием.
Реакция нейтрализации (реакция взаимодействия кислоты
ис основанием) сопровождается выделением теплоты.
Экспериментально установлено, что при нейтрализации 1
моль сильной одноосновной кислоты (HCl, HNO3) таким же
количеством щелочи (KOH, NaOH) выделяется одинаковое
количество теплоты
HCl + NaOH = NaCl + H2O; ΔH = -56,0 кДж,
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O; ΔH = -56,0 кДж.
В краткой ионной форме эти уравнения имеют один и тот
же вид
H+ + OH- = H2O; ΔH = -56, 0 кДж,
Поскольку сильные электролиты практически полностью
диссоциированы на ионы.
Следовательно, теплота нейтрализации сильной кислоты
сильным основанием численно равна теплоте образования
воды из ионов H+ и OH-.
Выполнение опыта
Отмерьте мерным цилиндром 100 мл 0,5 М раствора
кислоты (HCl или HNO3) и вылейте ее через воронку во
внутренний стакан калориметра. В химический стакан
налейте 100 мл щелочи той же концентрации (NaOH или
KOH по указанию преподавателя) и поставьте на 5 мин. Для
выравнивания температуры рядом с калориметром.
Определите начальную температуру калориметра, включив
мешалку, и влейте щелочь в кислоту. Ведите опыт как
указано на с. .Постройте график. Определите Δt и
рассчитайте
экспериментальный
тепловой
эффект
нейтрализации ΔHэ
кДж/моль. Сравните полученную
величину ΔHэ с теоретической теплотой нейтрализации ΔHт
при образовании одного моля воды. Вычислите
относительную погрешность опыта по формуле
l % = ± (ΔHт - ΔHэ)/ ΔHт· 102.
Составьте термохимическое уравнение проведенной
реакции.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2.
факторов. При постоянной температуре для простых
хмических
реакций
скорость
пропорциональна
произведению молярных концентраций реагирующих
веществ,
взятых
в
степенях
соответствующих
коэффициентам для этих веществ в уравнении химической
реакции. Если уравнение реакции имеет вид
aA +bB = cC,
то для этой реакции выражение скорости определяется
уравнением
v = k[A]a [B]b,
(2.1)
где v – скорость реакции; a и b – стехиометрические
коэффициенты в уравнении реакции; k– константа
скорости, выражающая зависимость скорости химической
реакции от природы реагирующих веществ и температуры;
[A] и [B] – молярные концентрации веществ A и B
соответственно.
Зависимость
скорости
реакции
от
температуры
приблизительно может быть выражена согласно правилу
Вант-Гоффа,
согласно
которому
при
увеличении
0
температуры на каждые 10 С скорость химической реакции
возрастает в 2-4 раза. Если известна скорость химической
реакции v1 при температуре t1, то скорость этой реакции v2
при температуре t2 может быть вычислена по формуле
v2 = v1 γ (t2-t1)/10
(2.2),
где γ – температурный коэффициент скорости химической
реакции, равный 2-4.
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Скоростью химической реакции в гомогенной системе
называется
изменение
концентрации
вещества,
вступающего в реакцию или образующегося в реакции, за
единицу времени.
Скорость химических реакций зависит от концентрации
реагирующих веществ, температур, а также других
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение зависимости скорости гомогенной
реакции от концентрации реагирующих веществ.
Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от
концентрации реагирующих веществ проводится на
примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия и
серной кислоты.
Na2S2O3 + H2SO4 = S↓ + H2SO3 _ Na2SO4.
Образующаяся в реакции нерастворимая в воде сера
вызывает помутнение раствора.
Для определения скорости реакции необходимо измерить
секундомером или метрономом время от момента сливания
растворов тиосульфата натрия и серной кислоты до
появления первых признаков выделяющейся серы (слабое
помутнение раствора). Зная время протекания реакции,
можно определить скорость реакции как величину,
обратную времени v = 1/τ.
На стенках восьми пробирок напишите восковым
карандашом номера: 1, 2, 3, 4, 1а, 2а, 3а, 4а. В первые
четыре пробирки налейте из бюреток указанное в таблице
количество миллилитров раствора тиосульфата натрия и
воды. Таким образом, будут приготовлены четыре раствора
тиосульфата натрия различной концентрации. (Результаты
опыта зависят от точности отмеривания растворов!)
Составьте таблицу по образцу.
№
пробирок
Объем, см3
Раствора H2O
Na2S2O3
(а)
(b)
Относительная Время
Скорость
концентрация протекания реакции
Na2S2O3
реакции, τ ·100,
a/(a+b)
v = 100/ τ
1a
1
2
1/3
2a
1,5
1,5
½
3a
2
1
2/3
4a
3
0
1
Влейте содержимое пробирки 1а в пробирку 1, перемешайте
растворы, закрыв отверстие пробирки большим пальцем и,
опрокидывая ее дном кверху и обратно, тотчас же включите
секундомер или начните отсчет ударов метронома. Как
только заметите слабое помутнение раствора, включите
секундомер или прекратите счет ударов метронома.
Запишите данные в таблицу.
Проделайте аналогичные опыты с остальными растворами.
Рассчитайте
скорость
реакции
и
постройте
на
миллиметровой бумаге график зависимости скорости
реакции (ось ординат) от концентрации раствора (ось
абсцисс). График вклейте в журнал.
Какой линией выражается найденная зависимость? Должна
ли эта линия проходить через начало координат?
Опыт 2. Определение зависимости скорости гомогенной
реакции от температуры.
В три пронумерованные пробирки налейте из бюретки по 3
мл раствора серной кислоты, а в другие три – по 1 мл
раствора тиосульфата натрия и 2 мл воды. Слейте
содержимое пробирок 1 и 1а (не забудьте перемещать
растворы!) и отметьте время по секундомеру или
метроному от момента сливания растворов до появления
едва заметного помутнения. Время протекания реакции при
комнатной температуре запишите в таблицу, составленную
по образцу
№
пробирок
Температура
опыта, t 0C
1а
2а
3а
комнатная
30
40
Время по
секундомеру
или метроному
Скорость
реакции·100,
v = 100/τ
Пробирки 2 и 2а поместите в термостат с температурой
300С, 3 и 3а – t = 400C. После пятиминутного прогрева
растворов до температуры опыта выньте пробирки 2 и 2а из
термостата и быстро слейте растворы. Определите время
протекания реакции при температуре 300С. Аналогично
проведите опыты с пробирками 3 и 3а при 400C.
Результаты опытов запишите в таблицу и рассчитайте
скорости реакции при различных температурах. На
миллиметровой бумаге постройте график зависимости
скорости реакции от температуры, откладывая по оси
абсцисс температуру, а по оси ординат – скорость реакции.
График вклейте в журнал.
Рассчитайте температурный коэффициент реакции в
интервале температур 30-400C. Определите, во сколько раз
увеличится скорость реакции, если температура повысится
от 40 до 800C.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
Растворы – это однородные (гомогенные) системы,
состоящие из двух или более компонентов (составных
частей), количества которых могут изменяться в широких
пределах. Раствор состоит из растворенного вещества и
растворителя, то есть среды, в которой растворенное
вещество равномерно распределено в виде молекул или
ионов. Растворы однородны, их состав может изменяться в
широких пределах.
Различают газовые, жидкие и твердые растворы.
Наибольшее распространение имеют жидкие растворы.
Состав раствора (содержание в нем растворенного
вещества) может быть выражен разными способами:
1. Массовая доля (ώ) в процентах – отношение массы
растворенного вещества (г, кг) к массе всего
раствора, то есть показывает, сколько растворенного
вещества содержится в 100 г раствора.
2. Молярная концентрация (молярность, См)) раствора
показывает
количество
молей растворенного
вещества, содержащееся в 1 л раствора.
3. Нормальная концентрация (нормальность Сн) –
количество эквивалентных масс растворенного
вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Эквивалентом вещества называется такое его
количество, которое соединяется, вытесняет или
замещает 1 моль атомов водорода. Масса
эквивалента, выраженная в граммах, называется
эквивалентной массой. Эквивалентная масса (э.м.)
кислоты, гидроксида или соли, участвующих в
ионно-обменных процессах, равна частному от
деления молярной массы этого вещества на
произведение количества катионов в молекуле
4. Титр раствора (Т) – масса растворенного вещества
(г), содержащаяся в 1 мл раствора.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение массовой доли (%) лабораторного
раствора по относительной плотности.
В зависимости от концентрации растворов меняется их
относительная плотность, поэтому концентрации. Вещества
в растворе можно определить по его относительной
плотности, пользуясь справочными таблицами. Чаще всего
относительную плотность раствора определяют с помощью
ареометра.
Ареометр (рис. 3.1) представляет собой пустотелый
стеклянный поплавок. В верхней его части находится
шкала, а в нижней – груз, благодаря которому ареометр,
погруженный в жидкость, поддерживается в вертикальном
положении. Ареометр калибруется при определенной
температуре, указанной на шкале. На шкалу нанесены
деления, соответствующие величинам относительных
плотностей. Для измерения относительной плотности
раствора в цилиндр емкостью 250 мл наливают испытуемый
раствор и погружают в него сухой, чистый ареометр так,
чтобы он не касался стенок сосуда. По положению нижнего
мениска жидкости отмечают деление шкалы ареометра,
совпадающее с уровнем жидкости в цилиндре. Отсчет по
шкале производится сверху вниз с точностью до ± 0, 001.
данным:
1,133 . . . . . . . . . . . . .20 %
1,118 . . . . . . . . . . . . .18 %
________________________
Рис. 3.1 Положение ареометра в цилиндре с раствором и
отсчет по шкале ареометра.
На
рис.3.1
показание
ареометра
соответствует
относительной плотности 1,124. Если в таблице
относительной плотности величина 1,124 отсутствует, а
приведены близкие ей величины, как, например, для
раствора хлорида калия
относительная
плотность
1,180
1,133
концентрация
(%)
18
20,
то массовую долю (%) находят методом интерполяции
(определение промежуточной величины по двум известным
крайним). Для этого проводят следующие расчеты:
1. Определяют разность величин относительных
плотностей и массовых долей (%) по табличным
0,015 . . . . . . . . . . . . .2 %
2. Находят разность между величиной, определенной
ареометром, и меньшей табличной величиной:
1,124 – 1,118 = 0,006.
Составляют пропорцию:
0,015 . . . . . . . . . . . . .2 %
0,006 . . . . . . . . . . . . .х
х = 2 · 0,006)/0,015 = 0,80 %.
3. Найденное число прибавляют к меньшей величине
массовой доли (%), указанной в таблице:
18 + 0,80 = 18,80 %.
Применяя метод интерполяции, можно также определить
относительную плотность раствора по заданной массовой
доли (%) раствора.
Получить у преподавателя индивидуальное задание:
приготовить 250 мл раствора NaCl (KCl) с массовой долей
(в %), например, 3,5 %. 3,7 %, 4,2 % и т.д. из лабораторного
раствора и воды.
Для приготовления заданного раствора надо измерить
ареометром относительную плотность лабораторного
раствора с точностью ± 0,001. По найденной относительной
плотности найти в таблице массовую долю (в %)
лабораторного раствора. Если в таблице нет измеренной
ареометром величины относительной плотности, то
определить массовую долю (в %) лабораторного раствора
надо методом интерполяции. Далее надо, применяя метод
интерполяции, определить относительную плотность
заданного раствора.
Все величины, необходимые для расчета задания, теперь
известны, и нужно определить, какие количества по объему
лабораторного раствора и воды следует смешать, чтобы
получить 250 мл заданного раствора. Для этого сначала
надо определить массу соли, необходимую для получения
заданного раствора, затем найти массу лабораторного
раствора, в котором содержится нужное количество соли, и,
зная относительную плотность лабораторного раствора,
перейти к определению его объема. По разности между
заданным объемом и рассчитанным для лабораторного
раствора определить объем воды.
Опыт 2. Приготовление раствора с заданной массовой долей
(%) из лабораторного раствора и воды.
Представить
преподавателю
расчет
задания
по
приготовлению раствора с заданной концентрацией. После
проверки расчета нужно отмерить вычисленные объемы
лабораторного раствора и воды, слить их в мерный цилиндр
объемом 250 мл, тщательно перемешать мешалкой (трубкой
с шариком) и определить с помощью ареометра
относительную плотность приготовленного раствора.
Ареометр вымыть чистой водой, вытереть досуха и убрать в
футляр.
Определить по относительной плотности приготовленного
раствора его массовую долю (%).Определить расхождение в
заданном и приготовленном растворе по массовой доле в
процентах (расчет ошибки опыта в процентах). Рассчитать
молярность, нормальность и титр заданного раствора.
d204
%
d204
%
1,101
1,109
1,116
1,124
1,132
140
148
1,156
164
1,172
1,180
1,189
1,197
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
NaCl
1,005
1,013
1,020
1,027
1,034
1,041
1,049
1,056
1,063
1,071
1,078
1,086
1,093
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Таблица
%
KCl
1,011
2
1,024
4
1,037
6
1,050
8
1,063
10
1,077
12
1,090
14
1,104
16
1,118
18
1,133
20
1,147
22
1,162
24
d204
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Обратимый распад молекул растворяемого вещества на
ионы
под
действием
растворителя
называется
электролитической
диссоциацией.
Количественными
характеристиками
процесса
электролитической
диссоциации
является
степень
и
константа
электролитической диссоциации.
Степенью электролитической диссоциации называется
отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему
числу молекул растворенного вещества в растворе.
Константой электролитической диссоциации называют
константу равновесия, записанную для этого процесса.
Выражение,
связывающее
между
собой
степень
диссоциации
(ά)
и
константу
электролитической
диссоциации (К) с молярной концентрацией растворенного
вещества (С), называют законом разведения (разбавления)
Оствальда
К = Сά2/(1- ά).
(4.1)
Если для слабых электролитов ά <<1, т.е. пренебрежительно
мало по равнению с единицей, то выше уравнение
(4.1)превращается в более простое уравнение
К = С ά2.
(4.2)
В растворах сильных электролитов, для которых истинная
степень диссоциации равна единице, соотношение (4.1) дает
значение кажущейся степени диссоциации (активности).
Одним
из
методов
изучения
электролитической
диссоциации электролитов является метод, основанный на
измерении электропроводности растворов.
Электропроводностью (W) называется величина, обратная
сопротивлению (R): W = 1/R (Ом) и соответственно
удельной электропроводностью (χ) называется величина,
обратная удельному сопротивлению (ρ): χ = 1/ ρ Ом-1см-1.
Определение χ раствора сводится к измерению
сопротивления раствора, находящегося между двумя
металлическими пластинками датчика. Так как измеренное
в опыте сопротивление зависит от размеров электродов , их
формы, расстояния между ними и т.д., то для каждого
датчика предварительно измеряется постоянная датчика
К.Тогда удельную электропроводность раствора можно
рассчитать по формуле
Χ = К/Rx,
где Rx – сопротивление раствора, измеренное с помощью
данного датчика.
В электрохимии чаще пользуются не удельной, а
эквивалентной электропроводностью λ.
λ = χ 1000/Сэ см2/Ом моль,
(4,3)
где Сэ – нормальная концентрация раствора.
Эквивалентная
электропроводность
равна
электропроводности такого объема раствора, который
содержит 1 моль-эквивалент электролита, помещенного
между параллельными электродами, отстоящими на
расстоянии 1 см друг от друга.
В очень разбавленных растворах (С→О) ионы находятся на
большом расстоянии друг от друга и практически не
испытывают взаимного влияния. Поэтому можно
рассматривать движение каждого иона независимо от
других.
Тогда
эквивалентная
электропроводность
бесконечно разбавленного раствора электролита λ0 будет
равна
сумме
эквивалентных
электропроводностей
0
(подвижностей) катионов λ +и анионов λ0- (закон
независимого движения Кольрауша)
λ 0 = λ0+ + λ0-.
(4.5)
Так, для уксусной кислоты (CH3COOH)
λ0(H+) + λ 0(CH3COO-) = 349,8 + 40,9 = 390,7 см2/Ом моль.
В растворах слабых электролитов конечной концентрации
отношение эквивалентной концентрации λ электролита при
данной концентрации у эквивалентной электропроводности
бесконечно разбавленного раствора λ0 равно степени
диссоциации
ά = λ/ λ0.
(4.6)
Э кспериментальная часть
Опыт
1.
Определение
степени
и
константы
электролитической диссоциации уксусной кислоты.
1. Приготовьте по 100 мл растворов концентраций,
заданных
преподавателем,
из
исходного
концентрированного раствора. Для этого сначала
рассчитайте, какое количество исходного
раствора необходимо взять, чтобы при
разбавлении его до 100 мл получился раствор
нужной концентрации. Для расчета можно
использовать следующую формулу v1 = 100 N2/
N1,
(4.7)
где N1 и N2 –
нормальные
концентрации
исходного
и
заданного растворов, соответственно.
Отмерьте из бюретки рассчитанный объем v1
исходного раствора в мерную колбу на 100 мл,
долейте воды до отметки и перемешайте
полученный раствор.
2. Измерение сопротивления заданных растворов.
Для
этого
ополосните
приготовленным
раствором датчик и стаканчик, в котором
производится измерение. Залейте в стаканчик
свежую порцию раствора и опустите в него
датчик. Количество раствора в стаканчике
должно быть таким, чтобы электроды датчика
были полностью погружены в него. Произведите
измерение сопротивления раствора. Вылейте
раствор из стаканчика, сполосните его и датчик
раствором другой концентрации, налейте свежую
порцию этого раствора и измерьте его
сопротивление. По окончании всех измерений в
стаканчик наливается вода.
3. Схема отчета по лабораторной работе:
а) Таблица с экспериментальными данными
по образцу
Э
л
е
т
р
о
л
и
т
Норм
.
конц.
раств.
Сопротивление
раств.
R
Сэ
Пос
тоян
ная
датчика
Уд.
электропро
вод.
Экви
вал.
эл.пров.
χ
λ
Пре
дельная
эл.
пров
,
λ0
Степень
диссоциа
ции
λ
б) Расчет χ, λ, λ0, ά, К.
в)
График
зависимости
диссоциации
от концентрации раствора.
г) расчет среднего значения Кдисс.
д) расчет ошибки опыта.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Величина концентрации ионов водорода является одной из
важнейших характеристик раствора. Более того, удобной
характеристикой является водородный показатель рН
рН = - lg [H+].
(5.1)
Для приближенной оценки среды (кислотность или
щелочности раствора) применяются кислотно-основные
индикаторы. Количественно рН раствора измеряется с
помощью приборов, рН-метров.
Экспериментальная часть
На рис. 5.1 приведен схема измерительной панели рН-метра
марки рН-340.
Конст.
диссоциаии
К
степени
Рис. 5.1. Схема измерительной панели прибора рН-340
Порядок работы на рН-340.
1. Включить прибор в сеть (220 В).
2. Установить переключатель «Размах» в положение
«15 рН».
3. Повернуть тумблер «сеть» по часовой стрелке до
щелчка и прогреть прибор 3-5 мин.
4. Налить в стаканчик исследуемый раствор и опустить
в него электроды датчика (на рис. 5.1 датчик не
изображен). Установить стаканчик на столике
датчика.
5. Сделать отсчет показаний по нижней шкале (-1 ÷ 14)
прибора.
6. Для более точного определения рН необходимо:
установить переключатель в положение, при
котором результат, получаемый в п.5, попадет в
выбранный
предел
измерения.
Установить
переключатель «Размах» в положение «3 рН».
Сделать отсчет показаний по верхней шкале прибора
(0 ÷ 3).
По окончании измерений электроды датчика опустить в
стаканчик с дистиллированной водой. Перед измерением
рН каждого раствора стаканчик и электроды датчика
необходимо сполоснуть дистиллированной водой.
При отсутствии датчика температурной компенсации ручку
«темпер.» установить в положение 20-25 (комнатная
температура).
Опыт 1. Определение рН растворов. Гидролиз солей.
Гидролизом соли называют ионно-обменную реакцию,
идущую между ионами соли и ионами воды с образованием
слабого электролита и сопровождающуюся изменением
реакции среды (рН).
1. Составьте таблицу по образцу
Формула
соли
Происходит ли Реакция
гидролиз
среды
Измеренное значении
рН
Запишите
в
таблицу
формулы
солей,
предназначенных для проведения опыта. Укажите,
для каких из этих солей происходит гидролиз, а для
каких – нет. Укажите реакцию среды в растворах
(кислая или щелочная).
2. Проведите
измерение
рН
растворов
гидролизующихся солей.
3. Напишите уравнение реакций гидролиза для этих
солей (1-я ступень, в ионно-молекулярном виде),
Укажите соли, у которых гидролиз идет: а) по
катиону, б) по аниону, в) и по катиону и по аниону.
Рассчитайте концентрации ионов Н+ и ОН- для
одного из растворов гидролизующихся солей.
Объясните отсутствие гидролиза в растворах
некоторых солей.
Опыт 2. Потенциометрическое титрование раствора
щелочи раствором кислоты.
Титрование сводится к определению объема раствора
известной концентрации титрованного раствора,
необходимого для полной нейтрализации вещества,
содержащегося в образце. Зная объем титрованного
раствора (и его концентрацию), можно рассчитать массу
реагирующего вещества в образце. Если это вещество
находится в растворе, объем которого известен, то
можно определить концентрацию этого раствора.
В процессе потенциометрического титрования раствора
щелочи раствором кислоты наблюдают изменение рН
раствора щелочи в зависимости от объема добавленного
раствора кислоты (рис. 6.2). При добавлении кислоты
рН раствора щелочи сначала изменяется медленно (рН
>7), так как в растворе остается избыток
непрореагировавшей
щелочи.
Когда
количество
добавленной кислоты будет достаточным для полной
нейтрализации всей щелочи в растворе, наблюдается
резкое уменьшение значения рН. При дальнейшем
приливании избытка раствора кислоты рН раствора
изменяется очень медленно (рН <7). По кривой
титрования
определяется
объем
кислоты
vHCl,
необходимый для полной нейтрализации щелочи, т.е.
объем кислоты vHCl, при котором значение рН раствора
становится равным примерно 7 (точка перегиба, рис.
5.2).
Какую окраску имеет метилрот в щелочной среде?
Проведите измерение рН раствора. (Все измерения рН
при потенциометрическом титровании производятся по
нижней шкале – тумблер «Размах» в положении «15
рН»).
Заполните бюретку титрованным раствором кислоты
(0,1 н раствор HCl) до нулевой отметки.
Оттитруйте раствор щелочи раствором кислоты. Для
этого к раствору щелочи приливайте кислоту из
бюретки по 1 мл. После приливания каждой порции
раствор тщательно перемешивайте, измеряйте значение
рН раствора и отмечайте цвет индикатора. Результаты
измерений сразу записывайте в таблицу по образцу
Объем 0,1 н 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
раствора
кислоты, мл
рН раствора
Окраска
индикатора
Рис. 5.2. Кривая титрования.
Экспериментальная часть
Получите у преподавателя мерную колбу объемом 100
мл с раствором щелочи. Полученный раствор разбавьте
дистиллированной водой и доведите объем до метки.
Закройте колбу пробкой и переверните ее 8-10 раз для
тщательного перемешивания раствора. Полностью
перелейте раствор в стакан емкостью 150-200 мл,
добавьте 3-4 капли раствора метилрота (индикатор).
Постройте график зависимости рН раствора от объема
кислоты. Укажите на графике цвет индикатора. Найдите
объем кислоты vHCl, необходимый для нейтрализации
щелочи.
Определите массу щелочи, содержащейся в колбе и
концентрацию раствора с (моль/л). Объем раствора vk –
100 мл.
Проверьте полученные результаты у преподавателя.
Определите относительную ошибку опыта.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая
школа, 1990.- С.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1988. – С.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. –
Л.: Химия, 1985. – С.
СОДЕРЖАНИЕ
1. Введение. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
2. Лабораторная работа 1.
Тепловые эффекты химических процессов. . . . . 5
3. Лабораторная работа 2.
Скорость химических процессов. . . . . . . . . . . . . . 9
4. Лабораторная работа 3.
Приготовление раствора. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
5. Лабораторная работа 4.
Электролитическая диссоциация. . . . . . . . . . . . .18
6. Лабораторная работа 5.
Водородный показатель. . . . . . . . . . . . . . . . . . . ..22