Шаповалова Е.В. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии - файл n1.doc

Шаповалова Е.В. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии
скачать (662 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc662kb.18.09.2012 18:10скачать

n1.doc

  1   2   3   4   5   6   7



ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
по общей и неорганической химии


Омск

Издательство СибАДИ

2003


Министерство образования Российской Федерации
Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ)
Кафедра инженерной экологии и химии

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ



по общей и неорганической химии
Составитель Е.В. Шаповалова

Омск

Издательство СибАДИ

2003


УДК 54

ББК 24


Рецензент зав. кафедрой химии ИВМ ОмГАУ, канд.хим.наук. И.Л.

Наделяева


Работа одобрена редакционно-издательским советом СибАДИ в качестве лабораторного практикума по общей и неорганической химии для студентов специальности «Инженерная защита окружающей среды».

Лабораторный практикум по общей и неорганической химии // Сост. Е.В. Шаповалова – Омск: Изд-во СибАДИ, 2003, – 102 с.


Лабораторный практикум предназначен для студентов специальности «Инженерная защита окружающей среды». Он содержит краткое изложение теоретического материала по основным разделам общей и неорганической химии, методические указания по выполнению лабораторных работ, предусмотренных программой. В приложении содержатся справочные данные, необходимые для вычислений по результатам выполненных работ.
Табл. 11. Библиогр.: 8 назв.


 Издательство СибАДИ, 2003

Лабораторная работа №1




ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА



Химическая кинетика – это часть учения о реакционной способности веществ, изучающая закономерности протекания химических реакций во времени и факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующих веществ в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (если в реакции участвуют газообразные вещества), степени измельчения (для гетерогенных реакций), наличия и природы катализатора, примесей и т.п.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс:

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Так, для реакции nA + mB = C + D математическое выражение закона действующих масс имеет вид: = k [A]n[B]m.

Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

В уравнении закона действующих масс для гетерогенных реакций концентрация твердых веществ не учитывается, так как она является величиной постоянной и входит в значение константы скорости реакции. Например, для реакции CaO + CO2 = CaCO3 = k[CO2].

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ легко понять, исходя из молекулярно-кинетических представлений. Взаимодействие молекул – это результат столкновения активных молекул, а их число и частота столкновений зависят от концентрации реагирующих веществ. Активными называют молекулы, обладающие избыточной энергией, достаточной для преодоления энергетического барьера (энергией активации).

Зависимость скорости реакции от температуры приближенно характеризуется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые десять градусов скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

,

где 1 – первоначальная скорость; 2 – скорость после повышения температуры; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличилась скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов.

Повышение температуры не только ускоряет перенос веществ и учащает столкновение молекул, но и увеличивает эффективность столкновений, повышает число активных молекул.

Скорость химической реакции меняется в присутствии катализаторов и ингибиторов. Катализаторы – это вещества, которые в ходе реакции количественно не расходуются, но при этом увеличивают скорость реакции. Ингибиторы скорость реакции замедляют. Катализаторы и ингибиторы влияют на механизм химической реакции, изменяют величину энергии активации. Катализаторы образуют с одним из реагирующих веществ промежуточный комплекс (активированный комплекс), энергия образования которого намного ниже, чем энергия реакции без катализатора. За счет понижения энергии активации скорость реакции увеличивается. В зависимости от того, в одной или разных фазах находятся реагенты и катализатор, различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Экспериментальная часть



Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Исследуем зависимость скорости реакции

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + S + SO2

от концентрации тиосульфата натрия Na2S2O3. Судить о скорости данной реакции можно по скорости помутнения раствора вследствие образования свободной серы.

Для проведения опыта приготовьте в трех пробирках равные объёмы растворов тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в них указанные объемы реактивов (кроме серной кислоты). В пробирку №1 добавьте одну каплю 2Н раствора серной кислоты и определите время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора. То же самое проделайте с пробирками №2 и №3. Результаты опытов занесите в табл. 1.
Таблица 1


№ про-бир-ки

Количест-во капель 1Н раствора Na2S2O3

Коли-чество капель воды

Общий объем

Условная концент-рация раствора

Коли-чество капель 2Н H2SO4

Время реак-ции, с

Условная скорость реакции, 1,

с1

1

4

8

12

С

1







2

8

4

12



1







3

12

-

12



1








Рассчитайте условную скорость реакции как величину, обратную времени: = . Начертите график зависимости скорости от концентрации раствора тиосульфата натрия. Для этого на оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации раствора тиосульфата натрия (С, 2С и 3С), а на оси ординат – соответствующие им величины скорости реакции (в условных единицах). Запишите математическое выражение закона действующих масс для изучаемой реакции. Сделайте вывод о характере зависимости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции

Налейте в стакан объёмом 250 мл воды комнатной температуры. В данном случае стакан с водой будет играть роль простейшего термостата. В пробирку налейте немного 2Н раствора (примерно 2 – 3 мл) серной кислоты. В другую пробирку налейте 10 капель 1Н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Обе пробирки поместите в стакан с водой. Измерьте температуру воды в стакане и заполните табл. 2. Через 5 минут после того, как пробирки с кислотой и раствором тиосульфата натрия были помещены в воду, не вынимая пробирку с раствором тиосульфата натрия, добавьте в нее одну каплю серной кислоты и заметьте время от момента прибавления кислоты до появления легкого помутнения раствора. Время запишите в табл. 2. Повторите опыт, повысив температуру воды в стакане-термостате сначала на 10, а затем на 20 градусов по сравнению с начальной температурой.

Таблица 2


№ про-бирки

Количество капель

Температура t0, C

Время реакции, с

Условная скорость реакции , с-1

Na2S2O3, 1Н р - р

H2SO4, 2Н р - р

1

10

1










2

10

1










3

10

1












Полученные результаты также внесите в табл. 2. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, откладывая по оси абсцисс температуру воды в термостате, а по оси ординат – скорость реакции (в условных единицах). Вычислите, подставив экспериментальные данные в уравнение Вант-Гоффа, средний температурный коэффициент для данной реакции. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
Опыт 3.Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Возьмите два небольших одинаковых кусочка мела. Один из них положите на кусочек фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчите его в порошок. Полученный порошок поместите в одну пробирку, а целый кусочек – в другую. В обе пробирки одновременно добавьте одинаковое количество (10 – 20 капель) раствора соляной кислоты (плотность раствора 1,19 г/см3). Отметьте время полного растворения мела в каждом случае. Напишите уравнение реакции. Почему скорость растворения мела в этих двух случаях различна? Сделайте вывод о влиянии величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.
Опыт 4.Влияние катализатора на скорость реакции

В две пробирки внесите по 10 капель 0,5Н раствора роданида калия KSCN и по 1 капле 0,5Н раствора хлорида трехвалентного железа FeCl3. Что наблюдается? В одну пробирку добавьте 1 каплю 1Н раствора сульфата меди CuSO4. В обе пробирки внесите по 10 капель 1Н раствора тиосульфата натрия. Наблюдайте различную скорость обесцвечивания этих растворов, которое происходит вследствие восстановления трехвалентного железа до двухвалентного тиосульфатом натрия. Напишите уравнения реакций и все наблюдаемые эффекты. Учтите, что тиосульфат натрия окисляется до тетратионата натрия Na2S4O6. Какую окраску имеет Fe(SCN)2? Что являлось катализатором в данном опыте?

Лабораторная работа №2


ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Необратимые реакции идут только в одном направлении. Таких реакций немного. Примером необратимой реакции может служить реакция разложения бертолетовой соли:

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

Обратимые реакции идут и в прямом, и в обратном направлениях. На практике приходится встречаться с реакциями, в которых преобладает реакция, идущая в одном направлении. Это бывает в тех случаях, когда продукты реакции удаляются из сферы реакции (выпадают в осадок в виде нерастворимого соединения, выделяются в виде газа, образуют практически недиссоциирующий продукт). В обратимых реакциях всегда наступает химическое равновесие. Это состояние характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакций, то есть прямая = обратная. Рассмотрим, например, обратимую реакцию образования аммиака:

N2 + 3H2 = 2NH3.

При равновесии прямая= k1[N2][H2]3 = k2[NH3]2 = обратная. Выразим из этого уравнения отношение констант скоростей прямой и обратной реакций:

.

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций есть величина постоянная и называется константой химического равновесия. Для гетерогенных реакций концентрация твердых веществ не включается в выражение константы равновесия. Например, константа равновесия реакции горения угля С + О2 = СО2 равна К = .

В состоянии равновесия изменение энергии Гиббса равно нулю и S. Химическое равновесие сохраняется только при постоянных внешних условиях. При изменении температуры, давления (если в реакции участвуют газообразные вещества) или концентрации реагирующих веществ равновесие нарушается, но через некоторое время снова устанавливается уже при новых равновесных концентрациях. Процесс изменения равновесных концентраций, вызванный нарушением равновесия из-за внешнего воздействия, называется смещением равновесия (сдвигом равновесия). Смещение равновесия подчиняется принципу Ле–Шателье.

Изменение одного из условий химического равновесия (температуры, давления, концентрации) вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению.

Согласно принципу ЛеШателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла (эндотермической), понижение температуры – в сторону реакции, идущей с выделением тепла (экзотермической). Константа равновесия при этом не изменяется.

Увеличение давления в системе, где присутствует газ, смещает равновесие в сторону уменьшения объема газа, то есть в сторону реакции с образованием меньшего числа молекул газа. Уменьшение же давления смещает равновесие в сторону реакции с образованием большего числа молекул газа. Например, в системе N2 + 3H2 = 2NH3 для увеличения выхода аммиака нужно увеличить давление, а в системе N2 + O2 = 2NO , где число молекул газа в ходе реакции не изменяется, давление не влияет на смещение химического равновесия.

Увеличение концентрации исходных веществ увеличивает скорость прямой реакции, то есть сдвигает равновесие вправо, а увеличение концентрации полученных веществ (продуктов реакции) сдвигает равновесие влево, в сторону образования исходных веществ. Например, при обжиге известняка СаСО3 = СаО + СО2 нужно удалять углекислый газ из печи, чтобы ускорить обжиг.

Катализаторы не влияют на состояние химического равновесия, так как в равной степени ускоряют и прямую, и обратную реакции. В присутствии катализатора состояние равновесия просто достигается быстрее.
Экспериментальная часть
Опыт 1.Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ исследуем на примере обратимой реакции:

3KSCN + FeCl3 = Fe(SCN)3 + 2KCl.

В четыре пробирки внесите по 5 – 10 капель разбавленных растворов хлорида трехвалентного железа FeCl3 и роданида калия KSCN. Получившийся в результате реакции роданид железа придает раствору красный цвет. По изменению интенсивности окраски раствора можно судить об изменении концентрации роданида железа Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия. Одну пробирку с раствором сохраните в качестве контрольной для сравнения окраски, во вторую добавьте несколько кристаллов хлорида железа, в третью – кристалл роданида калия, в четвертую – несколько кристаллов хлорида калия. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. Напишите выражение константы равновесия и сделайте вывод о направлении смещения равновесия при изменении концентрации реагентов, исходя из принципа Ле Шателье.
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие

При действии йода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет. Равновесие в этой системе можно условно изобразить следующим образом: крахмал + йод = окрашенное соединение + Q. Эта реакция экзотермическая, то есть идет с выделением тепла.

Для выполнения опыта в пробирку налейте 2 – 3 мл раствора крахмала и добавьте 2 – 3 мл йодной воды. Наблюдайте образование синей окраски раствора. Нагрейте пробирку. Объясните исчезновение синей окраски. Появляется ли окраска после охлаждения раствора? Сделайте вывод о влиянии температуры на смещение химического равновесия.
Лабораторная работа №3
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ

КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
Растворы имеют большое значение в жизнедеятельности организмов, они находят применение в науке, технике, производстве. Значение растворов определяется их распространенностью. Почти в каждом технологическом процессе применяются растворы. Большинство продуктов питания – растворы, основные биохимические процессы в животных и растительных организмах происходят в растворах.

Растворы – это термодинамически устойчивая гомогенная система переменного состава – твердая, жидкая или газообразная, состоящая не менее чем из двух компонентов. Компонентами, составляющими раствор, являются растворитель и растворимое вещество.

С термодинамической точки зрения все составляющие растворов равноценны. Обычно растворителем называют преобладающий по количеству компонент, не изменяющий свою фазу в процессе растворения (вода – растворитель, находится в жидкой фазе, и раствор тоже представляет собой жидкость).

Однородность раствора делает их похожими на химические соединения. Выделение теплоты при растворении (или поглощение тепла) указывает на химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Однако растворы отличаются от химических соединений тем, что состав раствора может меняться в широких пределах, а также в свойствах растворов можно обнаружить свойства отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоянство состава раствора приближает их к механическим смесям, но растворы отличаются от механических смесей своей однородностью. Таким образом, растворы, отличаясь от химических соединений и механических смесей, занимают промежуточное положение между ними.

Растворы могут находиться во всех агрегатных состояниях. В газовом растворе молекулы смешиваемых веществ слабо взаимодействуют друг с другом. Для газового раствора характерно хаотическое движение молекул и отсутствие определенной структуры. Поэтому газовые растворы при обычных давлениях рассматриваются как физическая смесь, в которой каждый компонент проявляет свои свойства. Примером газового раствора может быть воздух.

Наиболее распространены жидкие растворы. Среди них различают растворы газов в жидкостях, растворы жидкостей в жидкостях и растворы твердых веществ в жидкостях. Например, газированная вода является жидким раствором углекислого газа в воде.

Твердым раствором называется кристалл, кристаллическая решетка которого построена из двух или более компонентов. Твердые растворы могут быть образованы металлами, другими кристаллическими веществами. Твердые растворы играют важную роль в минералогии и металлургии.

Процесс, приводящий к образованию раствора, называется растворением. Существует две крайние точки зрения на природу растворения. С физической точки зрения растворение представляет собой разрушение кристаллической решетки при растворении твердых веществ. Растворы рассматриваются как молекулярные смеси нескольких веществ, не взаимодействующих между собой. Противоположная точка зрения была развита в работах Д.И. Менделеева, который считал, что растворение – это химический процесс, называемый сольватацией или гидратацией, если растворение происходит в воде. По мнению Д.И. Менделеева, растворы – это непрочные соединения компонентов, находящиеся в состоянии частичной диссоциации и отличающиеся от обычных соединений переменным составом. В настоящее время растворение рассматривают как физико-химический процесс. На первой стадии происходит разрушение кристаллической решетки твердого вещества. На разрыв связей затрачивается определенная энергия Е1. Ионы, образовавшиеся при разрушении кристаллической решетки, начинают взаимодействовать с молекулами растворителя. Образуются химические связи между ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя. При этом выделяется энергия Е2. Если Е2 будет больше, чем Е1, то процесс растворения будет сопровождаться выделением тепла. В противном случае (Е2 меньше Е1) при растворении тепло будет поглощаться.

Для количественного описания свойств растворов в качестве основной характеристики вводят величину, показывающую, в каких соотношениях смешаны компоненты раствора. Эта величина называется концентрацией раствора. Различают весовые и процентные концентрации. Весовые концентрации относят количество растворенного вещества к весу раствора или растворителя. Это процентная и моляльная концентрации.

Процентная концентрация показывает, сколько весовых частей растворенного вещества находится в 100 весовых частях раствора. Например, в 100 граммах 15%-ного раствора калийной селитры содержится 15 граммов KNO3 и 85 граммов воды.

Процентную концентрацию можно вычислить по следующим формулам:



где С% – процентная концентрация раствора; mв – масса растворенного вещества; mр – масса раствора; – масса воды, – плотность раствора, V – объем раствора.

Моляльная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества содержит 1 кг (1000 г) растворителя. Моляльную концентрацию рассчитывают по формуле

,

где Сm – моляльная концентрация, моль/кг растворителя; mв – масса растворенного вещества, г; mp – масса растворителя, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Объёмные концентрации показывают содержание растворенного вещества в одном литре раствора. Это молярная и эквивалентная (или нормальная) концентрации.

Молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1 литре раствора. Формула для вычисления молярной концентрации следующая:

,

где СМ – молярная концентрация, моль/л или моль/дм3; mв – масса растворенного вещества, г; V – объём раствора, л; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Эквивалентная (нормальная, молярная концентрация эквивалента) показывает, сколько молей эквивалента растворенного вещества содержится в 1 литре (дм3) раствора. Концентрация вычисляется по формуле

,

где СN – молярная концентрация эквивалента, моль экв/л или моль экв/дм3; mв – масса растворенного вещества, г; Э – вес одного моля эквивалента (эквивалентная масса), г/моль экв; V – объём раствора, л. Один моль эквивалента вещества соответствует такому его количеству, которое реагирует, вытесняет, замещает, присоединяет или любым другим образом эквивалентно 1 иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных или 1 электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Так, вес одного моля эквивалента кислоты равен молярной массе этой кислоты, деленной на основность этой кислоты (при условии, что в реакции замещаются все атомы водорода). Вес одного моля эквивалента основания равен молярной массе этого основания, деленной на число гидроксо-групп (при условии замещения всех ОН – групп). Вес одного моля эквивалента соли рассчитывается как молярная масса соли, деленная на валентность металла и на число атомов металла, входящего в эту соль.

Если растворы имеют различную молярную концентрацию эквивалента, то из закона эквивалентов, утверждающего, что все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах, можно вычислить их объёмы:

V1CN1=V2CN2.
Кроме того, к объёмным концентрациям относится титр раствора. Титром раствора называется количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. Титр раствора связан с молярной концентрацией эквивалента следующей формулой:

.

Экспериментальная часть
Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации смешиванием растворов более высокой и более низкой концентрации

Приготовьте 200мл 10%-ного раствора карбоната натрия Na2CO3, имея в своем распоряжении 30%-ный и 5%-ный растворы этого вещества.

В
ыпишите из справочника значения плотностей для растворов карбоната натрия 30%-ной, 10%-ной и 5%-ной концентраций. Рассчитайте необходимые количества растворов по правилу креста:

где С1 – большая концентрация; С2 – меньшая концентрация; С – концентрация раствора, который надо приготовить; m1 – масса раствора с большей концентрацией, выраженная в весовых частях; m2 – масса раствора с большей концентрацией, также выраженная в весовых частях.

m1 = С1С; m2 = C C2.

Вычислите весовые части 30%-ного и 5%-ного растворов, необходимые для приготовления 10%-ного раствора. Найдите массу 200 мл 10%-ного раствора, она будет составлять m1+m2 весовых частей. Составьте пропорцию, чтобы вычислить массы соответствующих весовых частей 30%-ного и 5%-ного растворов, а затем, используя значение плотностей этих растворов, вычислить объёмы растворов, необходимые для приготовления 10% раствора. Отмерьте вычисленные объёмы исходных растворов, поместите в колбу на 200 мл, закройте пробкой и тщательно перемешайте раствор. Часть раствора перелейте в цилиндр, измерьте ареометром плотность приготовленного раствора и по справочнику определите полученную концентрацию. Установите расхождение практически полученной концентрации с заданной.
Опыт 2. Определение концентрации растворов титрованием

В данной работе необходимо определить концентрацию неизвестного раствора серной кислоты, выполнив титрование раствором щелочи, концентрация которого точно установлена. Для установления точки окончания титрования использовать индикатор метиловый оранжевый.

Предварительно следует установить цвет индикатора в кислой и в щелочной средах. Для этого налить в одну пробирку немного 2 Н раствора серной кислоты, а в другую – такой же объём 2 Н раствора щелочи (NaOH). В обе пробирки внесите по одной капле метилового оранжевого и отметьте цвет раствора в кислой и щелочной среде.

Для проведения титрования подготовьте бюретку вместимостью 25 мл. Промойте бюретку дистиллированной водой, а затем – небольшим количеством раствора кислоты, концентрацию которого предстоит определить. Затем вылейте раствор через нижний конец бюретки. В бюретку, укрепленную в штативе, налейте кислоту чуть выше нулевого деления. Выпустите воздух из нижней части бюретки. Установите уровень кислоты в бюретке точно на нулевой уровень по нижнему краю мениска.

В коническую колбу вместимостью 250 мл чистой пипеткой внесите 10 мл раствора едкого натра (NaOH) 0,100 Н и добавьте еще 50 мл дистиллированной воды (чтобы уменьшить ошибку, связанную с разбавлением раствора). Внесите в раствор 4 – 5 капель метилового оранжевого. Проведите ориентировочный опыт. Для этого небольшими порциями (по 0,5 мл) приливайте кислоту из бюретки в колбу со щелочью, аккуратно перемешивая раствор после каждого добавления кислоты. Кислоту добавляйте до изменения окраска метилового оранжевого. Как только раствор изменит свою окраску, добавление кислоты прекратите и произведите отсчет объёма израсходованной кислоты с точностью до десятых долей миллилитра.

Повторите титрование еще три раза, но с большей точностью. Для этого последние порции кислоты (0,5 – 0,7 мл) следует прибавлять по каплям. Резкое изменение окраски метилового оранжевого от одной капли кислоты является показателем окончания реакции. Определите объём кислоты в каждом титровании, затем рассчитайте средний объём кислоты, пошедшей на титрование с точностью до сотых долей миллилитра. Каждое титрование проводите в чистой колбе, а уровень кислоты в бюретке каждый раз устанавливайте на нулевую отметку.

В тетради запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Данные титрования занесите в табл. 3.
Таблица 3


№ п/п

Объем раствора NaOH, мл

Число капель метилоранжа

Объём раствора H2SO4 , мл

1




5




2




5




3




5




Средний объём кислоты





Данные трех титрований не должны отличаться более чем на 0,2 мл. Так как число эквивалентов вступившей в реакцию кислоты должно быть равно числу эквивалентов взятой щелочи, рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора кислоты по формуле

.


Лабораторная работа №4
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Вещества, состоящие из ионных или полярных молекул, при растворении в воде (и в расплаве) диссоциируют, то есть распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Свободные ионы, являясь заряженными, обусловливают электропроводность растворов и расплавов. Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка:

HCl = H+ + Cl;

H2SO4 = 2H+ + SO42.

При диссоциации оснований образуются катионы металла и анионы гидроксогрупп. Например:

NaOH = Na+ + OH;

Ca(OH)2 = Ca+2 + 2OH.

При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка:

KCl = K+ + Cl;

Al2(SO4)3 = 2Al+3 + 3SO42.

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации , изотоническим коэффициентом i, константой электролитической диссоциации К.

Степенью электролитической диссоциации электролита называют отношение числа диссоциированных молекул n к общему числу молекул растворенного вещества N

= или в процентах = 100%.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. Электролиты, степень диссоциации которых больше 35%, относятся к сильным, от 35 до 3% – к средним, а менее 3% – к слабым.

К сильным электролитам относятся:

– кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4;

– щелочи: NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2;

– почти все растворимые соли.

При составлении ионных уравнений реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, так как они в растворах почти полностью распадаются на ионы. Слабые электролиты записываются в виде молекул, так как на ионы они распадаются в незначительной степени. Например:

NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O.

NH4Cl, HCl – сильные электролиты, а NH4OH, H2O – слабые, поэтому ионное уравнение реакции будет записано следующим образом:

NH4OH + H+ + Cl = NH4+ + Cl + H2O.

Диссоциация электролитов приводит к тому, что наблюдаемое повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания, осмотическое давление оказывается больше, чем вычисленное без учета диссоциации.

Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов в водных растворах диссоциируют ступенчато. Например:

1)H2SO4 = H+ + HSO4,

2)HSO4 = H+ + SO42;

1)Al(OH)3 = Al(OH)2+ + OH,

2)Al(OH)2+ = AlOH+2 + OH,

3)AlOH+2 = Al+3 + OH.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, подчиняющийся закону действующих масс. Например, для молекулы уксусной кислоты справедливо

CH3COOH = H+ + CH3COO.

В соответствии с законом действующих масс в момент равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов равны, справедливо равенство

К=,

где К – константа диссоциации (или ионизации). При ступенчатой диссоциации каждую ступень можно охарактеризовать своей константой.

Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит. Так как К в отличие от не зависит от концентрации раствора, то характеризовать силу кислот и оснований с помощью констант удобнее. Для сильных электролитов константа диссоциации теряет смысл, так как все молекулы диссоциированы на ионы (в знаменателе константы оказывается нулевая величина).

Ионное равновесие нарушается при изменении концентрации ионов, находящихся в растворе. Увеличение концентрации одного из ионов (введение в раствор сильного электролита, содержащего одноименный ион) смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул слабого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов (связывание в недиссоциированную молекулу) ведет к дальнейшему распаду исходного электролита на ионы.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Электропроводность растворов

Для наблюдения электропроводности растворов используется прибор, состоящий из источника тока, электролампочки и двух электродов, помещенных в сосуд с испытуемым раствором. О степени электропроводности раствора можно судить по яркости свечения лампочки. Стакан емкостью 100 мл наполните на половину его объёма сначала дистиллированной водой, затем растворами сахарозы, хлорида натрия, 0,1 Н раствора серной кислоты, гидроксида натрия, хлорида меди, гидроксида аммония, уксусной кислоты, наливая каждый из перечисленных растворов после тщательного споласкивания электродов и стакана дистиллированной водой. Соедините вместе растворы уксусной кислоты и гидроксида аммония. Испытайте электропроводность полученного раствора. Объясните разницу в яркости свечения лампочки исходных растворов и раствора, полученного путем их слияния.

Сделайте общий вывод: сильными или слабыми электролитами являются кислоты, основания, соли? Чем измеряется сила электролита? Укажите условные значения степени и константы диссоциации для исследованных растворов. Значения констант диссоциации возьмите из прил. 1, степень диссоциации рассчитайте, исходя из концентрации растворов 0,1 Н.
Опыт 2. Характер диссоциации гидроксидов

В пять пробирок внесите по 4 – 5 капель растворов MgCl2, AlCl3, Na2SiO3, NiSO4, ZnSO4. В пробирки № 1, 2, 4 и 5 добавьте по несколько капель (до начала выпадения осадков гидроксидов) 0,5Н раствора щелочи (гидроксида натрия), в пробирку № 3 добавьте 2Н раствор соляной кислоты НСl . Определите химический характер выпавших в осадок гидроксидов. Для этого содержимое каждой пробирки разделите на две части, к первой половине раствора добавьте несколько капель соляной кислоты, ко второй половине раствора – несколько капель щелочи. Кислотными, основными или амфотерными свойствами обладают полученные гидроксиды? Запишите уравнения реакций, протекающие в проделанном опыте. Сделайте вывод, как зависят кислотно-основные свойства гидроксидов в зависимости от степени окисления элемента, образующего гидроксид. Радиусы ионов Mg+2, Al+3 и атома кремния в степени окисления +4 соответственно равны 0,065; 0,050 и 0,041 нм. Как влияет изменение радиусов ионов на характер химических свойств гидроксидов? Радиусы ионов Mg+2, Ni+2, Zn+2 близки (0,065; 0,069 и 0,071 соответственно). Какое влияние оказывает внешняя оболочка ионов на характер диссоциации гидроксидов, если известно, что гидроксид магния – более сильное основание, чем гидроксид никеля?

Сделайте общий вывод о влиянии радиуса, заряда и внешней электронной оболочки ионов на характер диссоциации гидроксидов. При написании схем диссоциации амфотерных гидроксидов следует учитывать, что в щелочных водных растворах они переходят в комплексные гидроксоанионы. Например, схема диссоциации амфотерного гидроксида цинка записывается следующим образом:

2OH + Zn+2 + 2H2O = Zn(OH)2 + 2H2O = [Zn(OH)4] 2 + 2H+ .
Опыт 3. Сравнение химической активности кислот

В одну пробирку до 1/3 её объёма налейте 2Н раствор соляной кислоты (НСl) , в другую – столько же 2Н раствора уксусной кислоты (CH3COOH). Выберите два одинаковых кусочка цинка и в каждую пробирку бросьте по одному кусочку. В каком случае водород выделяется более энергично? Напишите ионные уравнения реакций. Объясните различие в скоростях реакций.
Опыт 4. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита

а) Влияние разбавления раствора на степень электролитической диссоциации.

В стакан на 100 мл налейте 25 мл концентрированной уксусной кислоты и накройте стакан крышкой с укрепленными электродами (прибор для исследования электропроводности раствора из предыдущего опыта). Замкните цепь. Хорошо ли проводит ток концентрированная уксусная кислота?

Разведите раствор уксусной кислоты: к 20 мл дистиллированной воды добавьте 5 мл концентрированной уксусной кислоты. Вновь измерьте проводимость раствора. Разбавьте полученный раствор еще в пять раз, испытайте проводимость и этого раствора. Как изменяется свечение лампочки? В какую сторону сместилось равновесие диссоциации уксусной кислоты при разбавлении раствора? Объясните наблюдаемое явление, запишите константы диссоциации.

б) Влияние добавления соли слабой кислоты на степень диссоциации этой кислоты.

В две пробирки налейте по 1мл 0,1 Н раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку добавьте по 2 3 капли индикатора метилового оранжевого. Как окрасился индикатор под влиянием ионов водорода? Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте несколько кристаллов сухой соли ацетата натрия (CH3COONa). Перемешайте содержимое пробирки и сравните цвет полученного раствора с цветом раствора в контрольной пробирке.

Напишите уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы диссоциации. Объясните, как смещается равновесие диссоциации уксусной кислоты при добавлении к ней ацетат-ионов СН3СОО? Как меняется при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов водорода? Увеличится или уменьшится степень диссоциации уксусной кислоты при добавлении к ней сильной кислоты?

в) Влияние добавление соли слабого основания на степень диссоциации этого основания

Налейте в две пробирки по 1,0 мл 0,1 Н раствора аммиака. В каждую пробирку добавьте по две капли фенолфталеина. Как окрашивается раствор индикатора под влиянием гидроксил-ионов?

Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте несколько кристаллов сухого хлорида аммония (NH4Cl) . Перемешайте содержимое пробирки и сравните окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На увеличение или уменьшение концентрации ионов ОН указывает изменение окраски раствора?

Напишите уравнение диссоциации гидроксида аммония NH4OH. Объясните смещение равновесия диссоциации при добавлении к раствору хлорида аммония. Увеличилась или уменьшилась при этом степень диссоциации гидроксида аммония?

  1   2   3   4   5   6   7


ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации