Олисова Г.Н., Ульянова Н.И. Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации - файл n1.doc

приобрести
Олисова Г.Н., Ульянова Н.И. Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации
скачать (214.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc215kb.16.09.2012 07:56скачать

n1.doc


Федеральное агентство по образованию


Федеральное государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого

Факультет естественных наук и природных ресурсов

Кафедра химии и экологии


концентрация растворов. приготовление растворов заданной концентрации



Методическое пособие

Великий Новгород

2006

Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации.

Методические указания к лабораторной работе

Составители: Олисова Г. Н., Ульянова Н.И.

Великий Новгород, 2006 г., 16 стр.

Введение
Растворы играют громадную роль в жизни и практической деятельности человека. Все важнейшие биологические системы (цитоплазма, кровь, лимфа, слюна и др.) являются водными растворами солей, белков, углеводов, липидов. Усвоение пищи, транспорт метаболитов, большинство биохимических реакций в живых организмах протекают в растворах. Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно также связаны с использованием растворов. Они применяются, например, в технологии получения полупроводниковых и проводниковых приборов, в очистке веществ, в гальванических процессах получения и очистки металлов, при травлении металлов и полупроводников и т. д. В практике находят применение как водные, так и неводные растворы.
Общие представления о растворах
Понятие «растворы» включает истинные растворы и коллоидные растворы. Различие между ними заключается прежде всего в размерах частиц и однородности систем.

Истинные растворы – это термодинамически устойчивые однофазные, однородные гомогенные системы, состоящие из двух или большего числа компонентов с размером частиц на уровне 10-10–10-9 м.

Компонентами, составляющими раствор, являются растворитель и растворенные вещества. Растворителем условно принято считать компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, и который содержится в большем количестве. Растворители могут быть жидкими или твердыми, а растворяемые вещества могут находиться в любом из трех агрегатных состояний.
Концентрации растворов и способы их выражения
Концентрация – это важнейшая характеристика любого раствора. Она определяет содержание вещества в единице массы или объема раствора (иногда растворителя).

В аналитической практике чаще всего используют следующие концентрации: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация), моляльная концентрация, титр раствора, молярная доля.

Обозначения:

Х – растворенное вещество;

mp или m(р-ра) – масса раствора, г;

Vp или V(р-ра) – объем раствора, л;

?р или ?(р-ра) – плотность раствора, г/мл или г/л;

?(х) или n(х) – количество вещества, моль;

или fэкв(х) – фактор эквивалентности вещества, где

z – всегда целое положительное число – 1,2,3,4 и т.д.

?экв(х) или ?(х) – количество вещества эквивалента, моль;

М(х) – молярная масса вещества, г/моль;

Мэкв(х) или М(х) – молярная масса эквивалента вещества, г/моль;

,

для газов: ,

где VМ – молярный объем газа, л/моль.

При н.у. VМ(любого газа)=22,4 л/моль.

.

Эквивалент вещества – реальная или условная частица вещества, которая в данной реакции реагирует с одним атомом или ионом водорода, или одним электроном.

Фактор эквивалентности - доля реальной частицы вещества, которая эквивалентна одному иону водорода в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

z – небольшое целое число, равное числу эквивалентов вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества.

1) массовая доля вещества в растворе – ?(х) – величина, измеряемая отношением массы растворенного вещества m(х) к массе раствора mр:

или .

?(х) в % называется также процентной концентрацией и равна массе вещества в 100 г раствора.

;

или ;

или .

2) Молярная концентрация вещества в растворе С(х) (или СМ(х)) или молярность – величина, измеряемая отношением количества вещества n(х) (или ?(х)), содержащегося в растворе, к объему этого раствора Vр:

или .

Например, 0,1 М; 2,0 М и т.д.

.

.

3) Молярной массой эквивалента вещества (масса одного моля эквивалента вещества) называю величину, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.
.
Определение фактора эквивалентности
Фактор эквивалентности определяется:

  1. природой вещества,

  2. конкретной химической реакцией.


а) в обменных реакциях;

КИСЛОТЫ

Величина z фактора эквивалентности кислот определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены в молекуле кислоты на атомы металла.

Пример 1. Определить факторы эквивалентности для кислот: а) НСl, б) Н2SO4, в) Н3РО4; г) Н4[Fe(CN)6].

Решение.

а) z=1, фактор эквивалентности – 1;

б) z=2; Фактор эквивалентности - ;

в) z=3; фактор эквивалентности - ;

г) z=4; фактор эквивалентности - .

В случае многоосновных кислот фактор эквивалентности зависит от конкретной реакции:

а) H2SO4 + 2KOH ? K2SO4 + 2H2O.

в этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода, следовательно, z=2, фактор эквивалентности - .

б) Н2SO4 + KOH ? KHSO4 + H2O.

В этом случае в молекуле серной кислоты замещается один атом водорода, z=1, фактор эквивалентности – 1.

Для фосфорной кислоты, в зависимости от реакции, значения факторов эквивалентности могут быть: 1, , .

ОСНОВАНИЯ

Величина z основания определяется числом гидроксидных групп, которые могут быть замещены на кислотный остаток.

Пример 2. Определить факторы эквивалентности оснований: а) КОН; б) Cu(OH)2; в) La(OH)3.

Решение.

а) z=1, фактор эквивалентности – 1;

б) z=2, фактор эквивалентности – ;

в) z=3, фактор эквивалентности – .

Фактор эквивалентности многокислотных оснований может изменяться в зависимости от количества замещенных групп (также как и у кислот). Например, для гидроксида латана возможны значения фактора эквивалентности – 1, , .

СОЛИ

Значения факторов эквивалентности солей определяются по катиону. Величина z в случае солей равна q·n, где q – заряд катиона металла, n – число катионов в формуле соли.

Пример 3. Определить фактор эквивалентности солей: а) KNO3; б) Na3PO4; в) Cr2(SO4)3; г) Al(NO3)3.

Решение.

а) z = q·n = 1, фактор эквивалентности – 1;

б) z = 1·3 = 1, фактор эквивалентности – ;

в) z = 3·2 = 1, фактор эквивалентности – ;

г) z = 3·1 = 1, фактор эквивалентности – .

Значение факторов эквивалентности для солей зависит также и от реакции, аналогично зависимости его для кислот и оснований.
б) в окислительно-восстановительных реакциях для определения факторов эквивалентности используют схему электронного баланса.

Число z для вещества в этом случае равно числу принятых или отданных электронов молекулой вещества.

К2Cr2O7 + HCl ? CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

для прямой 2Сr+6+2∙3?2Cr3+

реакции 2Cl-- 2∙1?Cl2




для обратной 2Cr+3-2∙3?Cr+6

реакции Cl2-2?2Cl-
(K2Cr2O7)= ((Cr)= )

(HCl)=1 ((Cl)=1)

(CrCl3)= ((Cr)= )

(Cl2)= ((Cl)=1)

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация или нормальность) С(х) или СН(х) – величина, измеряемая отношением количества вещества эквивалента в растворе к объему этого раствора:

.

Пример: 1,0 Н – однонормальный раствор, т. е. С(х)=1,0 моль/л.

.

Молярная концентрация эквивалента всегда больше молярной концентрации в z раз.

.
4) Титр раствора Т(х) – величина, измеряемая массой растворенного вещества в 1 мл раствора или величина, измеряемая отношением массы вещества к объему раствора.

.
5) Моляльная концентрация вещества (моляльность) Сm(х) или в(х) – величина, измеряемая отношением количества вещества к массе растворителя.


6) Молярная доля вещества в растворе N(х) или Х(х) – величина, измеряемая отношением числа молей вещества в растворе к сумме числа молей вещества в растворе и числа молей растворителя.

.
Методы определения СОСТАВА раствора
1) Метод денсиметрии – измерение плотности раствора ареометром.

Ареометр представляет поплавок с дробью или ртутью и узким отростком – трубкой, в которой находится шкала с делениями. Он погружается в различных жидкостях на различную глубину. При этом он вытесняет объемы этих жидкостей одной и той же массы, равной массе ареометра, а следовательно, обратно пропорциональные их плотности. То деление шкалы, до которого ареометр погружается в жидкость, показывает плотность этой жидкости.
2) Титрование.
Сущность титриметрического анализа
Титриметрический анализ заключается в измерении объема титранта (раствора точно известной концентрации), затраченного на реакцию с определяемым веществом. Процесс постепенного добавления титранта к анализируемой пробе называется титрованием, а момент завершения реакции – точкой эквивалентности. Расчет в титриметрическом анализе основан на законе эквивалентности. Условимся в дальнейшем любое анализируемое вещество обозначать «Х», а любой титрант «Т». тогда закон эквивалентности можно записать следующей формулой:
, где

с(1/z Х) – молярная концентрация эквивалента вещества,

V – объем раствора.

Выделим три основных задачи, которые необходимо решить для успешного проведения титриметрического анализа.

1. Необходимо знать точную концентрацию титранта (понятие «точная концентрация» здесь условно; ясно, что опрерируя экспериментальными данными, имеющими приблизительный характер, мы лишь оговариваем степень точности. Точной будем называть такую концентрацию, которая в числовом выражении имеет три значащих цифры, например: 1,38; 0, 0138; 0,400).

2. Необходимо знать точные объемы растворов реагирующих вещестьв, т. е. титранта и анализируемого вещества.

3. Необходимо правильно выбирать реакцию для определения и надежно фиксировать точку эквивалентности.

В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают определенным требованиям. Перечислим основные:

1. реакция должна быть практически необратимой;

2. реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции, без побочных продуктов (это требование часто формулируется как «стехеометричность процесса»);

3. реакция должна протекать достаточно быстро;

4. должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности.

Многие кислотно-основные реакции удовлетворяют этим требованиям, которые были перечислены выше.

Использование в качестве титрантов только сильных кислот и сильных оснований обеспечивает практическую необратимость многих реакций.

Реакции между кислотами и основаниями не сопровождаются, как правило, какими-либо внешними эффектами, поэтому для фиксирования точки эквивалентности приходится использовать специальные вещества-индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы – слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией Н+-ионов в растворе.

Для индикатора-кислоты НInd существует равновесие:

НInd H+ + Ind-

Чем больше будет концентрация Н+-ионов, тем меньше будет степень ионизации индикатора. Молекулярная HInd и ионная Ind- -формы индикатора имеют разные окраски. Таким образом, концентрация ионов Н+ влияет на соотоношение концентраций HInd и ионная Ind-, что, в свою очередь, определяет характер или яркость окраски. Для характеристики растворов в химии широко пользуются водородным показателем, рН.

В первом приближении:

рН=-lg с(Н+).

(в дальнейшем определение будет уточнено).

В кислых растворах рН<7, в щелочных рН>7, в нейтральных рН=7.

Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, т. е. в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода. Поскольку индикаторы как кислоты или основания отличаются друг от друга по силе, они имеют разные интервалы перехода (см.справочник).

Значение рН раствора в процессе титрования постоянно меняется, вблизи точки эквивалентности наблюдается так называемый скачок титрования – резкое изменение рН раствора при незначительном добавлении титранта.

Для надежного фиксирования точки эквивалентности надо подобрать такой индикатор, интервал перехода окраски которого попадал бы в скачок титрования.

В аналитической практике из индикаторов чаще других применяют метилоранж (МО, интервал перехода 3,1 – 4,4) и фенолфталеин (ФФ, интервал перехода 8,0 – 9,6). При титровании сильной кислоты сильным основанием скачок титрования находится в диапазоне рН от 4 до 10 (при концентрации реагирующих веществ, равной 0,1 моль·дм-3).

В данном случае могут использоваться метилоранж и фенолфталеин.

При титровании слабой кислоты сильным основанием точка эквивалентности смещается с линии нейтральности в щелочную область вследствие гидролиза образующейся в точке эквивалентности соли (рН>7). Скачок титрования сужается и будет тем уже, чем слабее титруемая кислота. В этом случае в качестве индикатора может быть использован из двух упомянутых индикаторов только фенолфталеин.

При титровании слабого основания сильной кислотой по завершении реакции образуется соль, гидролизирующаяся по катиону; точка эквивалентности смещается в кислую область. Для фиксирования точки эквивалентности можно использовать метилоранж, нельзя – фенолфталеин.

При уменьшении концентрации реагирующих веществ скачок титрования сужается. Что усложняет проблему выбора индикатора. При титровании многоосновных кислот или солей могут наблюдаться два скачка титрования.
Титранты, применяемые в кислотно-основном титровании
Различают ацидиметрию – титрование с помощью кислот и алкалиметрию – титрование с помощью оснований. Ацидиметрически можно определять основания и соли, вступающие в необратимое взаимодействие с сильными кислотами (например, карбонаты – вследствие выделения газообразного продукта, бораты – вследствие образования слабой борной кислоты). Алкалиметрически можно определять кислоты и гидролизующие соли.

В ацидиметрии используется в основном раствор хлорводородной кислоты (соляная кислота), с концентрациями от 0,05 до 0,2 моль·дм-3.

Раствор НСl нельзя приготовить по точной массе исходного вещества из-за его летучести, поэтому титрант готовят приблизительной концентрации разбавлением концентрированного раствора, а затем его стандартизируют. Для этого нужно иметь первичный стандарт – вещество, раствор которого можно приготовить по точной массе и которое реагирует с титрантом. Для определения точной концентрации титранта используют вспомогательное титрование, которое и называют стандартизацией титранта.

В качестве первичных стандартов для раствора HCl используют декагидрат тетрабората натрия Na2B4O7·10H2O (бура) или декагидрат карбоната натрия Na2CO3·10H2O.

В основе стандартизации лежат следующие реакции:

Na2B4O7+2HCl+5H2O=4H3BO3+2NaCl,

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2.

В алкалиметрии титрантом является раствор гидроксида натрия. Этот раствор также нельзя приготовить по точной массе, т.к. исходное вещество вследствие его взаимодействия с углекислым газом всегда загрязнено примесью карбоната натрия.

Титрант готовят приблизительной концентрации, разбавляя водой 50%-ный раствор (т.к. растворимость карбоната натрия в концентрированном растворе NaОН мала, он из этого раствора выпадает в осадок).

Стандартизацию приготовленноготитранта проводят по дигидрату щавелевой кислоты Н2С2О4·2Н2О:

2NaOH+ Н2С2О4=Na2C2O4+2H2O.
Применение кислотно-основного титрования
Кислотно-основное титрование позволяет решать многие задачи, возникающие при клиническом анализе биологических жидкостей как при постановке диагноза, так и при лечении больных. Определение кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинномозговой жидкости – примеры использования кислотно-основного титрования в повседневной практике.

С помощью этого метода можно анализировать лекарственные вещества, устанавливать доброкачественность продуктов питания (например, молока). Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно-гигиенической оценке объектов окружающей среды. Промышленные стоки могут содержать или кислые, или щелочные продукты. Закисление или защелачивание природных водоемов и почвы приводит порой к необратимым последствиям, в связи с чем контроль кислотно-основного баланса весьма важен.
Лабораторная работа
«Приготовление растворов заданной концентрации»
Приборы и реактивы: бюретка на 25 мл, воронка, мерные колбы на 50 и 100 мл, пипетки на 10 мл и 2 мл, колбы конические для титрования, колба для слива, резиновая груша, ареометр.

Навеска соли,

Раствор HCl 0,1 Н (с точно известной концентрацией),

Раствор NaOH или КОН (концентрированный) с указанной концентрацией и плотностью,

Раствор метилоранжа w=0,1 % и фенолфталеина w=0,1 % в капельницах.
Цель работы: научиться готовить раствор с заданной концентрацией из навески соли и разбавлением концентрированных растворов. Овладеть методикой денсиметрии и кислотно-основного титрования.
Задание:

1) приготовить раствор из навески соли;

2) приготовить раствор КОН (или NaOH) заданной концентрации. Проверить концентрацию полученного раствора методом кислотно-основного титрования.
Ход работы:
Опыт 1. Приготовление раствора с заданной массовой долей из навески соли.
Получив у преподавателя задание на выполнение опыта, варианты заданий представлены в таблице 1, рассчитайте, сколько соли и воды потребуется для приготовления раствора заданной концентрации общим объемом 50 мл.

Необходимое количество соли перенесите в мерную колбу. Небольшими порциями вливайте воду в колбу при постоянном перемешивании. После растворения соли доведите раствор до метки.

Полученный раствор перелейте в цилиндр (на 50 мл) и ареометром измерьте его плотность.

Таблица 1

Варианты индивидуальных заданий опыта 1



варианта

Название соли

Массовая доля соли, %

Плотность раствора теорет., г/см3

1

Сульфат натрия

8

1,070

2

Хлорид калия

10

1,063

3

Хлорид натрия

10

1,070

4

Сульфат натрия

10

1,090

5

Хлорид калия

12

1,076

6

Хлорид натрия

12

1,085

7

Сульфат натрия

12

1,110

8

Хлорид калия

14

1,090

9

Хлорид натрия

14

1,100

10

Хлорид калия

16

1,104

11

Хлорид натрия

16

1,116


Оформление опыта 1

1) Название опыта,

2) Расчет массы соли,

3) Расчет погрешности эксперимента.

(абсолютная погрешность)

(относительная погрешность)

4) Используя величину плотности раствора – и (%), вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации полученного раствора, а также его титр и мольную долю соли в растворе. Полученные результаты представьте в виде таблицы 2.

Таблица 2

Экспериментальные результаты

Раствор

Концентрации

Масса соли, г

Масса воды,г

, г/мл

,

%

СМ, моль/л

СН, моль/л

Т,

г/мл

Сm, моль/кг

Nсоли





























Опыт 2. Приготовление разбавленного раствора из концентрированного.
Получить у преподавателя задание на выполнение опыта.

1. Рассчитать объем концентрированного раствора NaOH или КОН, необходимый для приготовления разбавленного раствора NaOH заданной концентрации, по следующему алгоритму:

1) рассчитать молярную концентрацию разбавленного раствора NaOH или КОН;

2) рассчитывают количество вещества () щелочи, необходимой для приготовления заданного раствора;

3) рассчитываю массу щелочи, соответствующую этому количеству;

4) используя массовую долю вещества в растворе(w %), находят массу концентрированного раствора щелочи;

5) рассчитывают объем концентрированного раствора.

Необходимый объем концентрированного раствора отбирают пипеткой на 2 мл с помощью резиновой груши и качественного переносят в мерную колбу на 100 мл через воронку. Воронку ополаскиваю дистиллированной водой, затем раствор доводят до метки. Колбу закрывают резиновой пробкой и перемешивают полученный раствор.
2. С помощью пипетки на 10 мл отбирают пробы (аликвотные доли) в три конические колбы для титрования (по 10 мл приготовленного раствора в каждую колбу).

В каждую колбу добавляют индикатор, несколько капель фенолфталеина.

Аликвотные доли титруют раствором HCl из бюретки. Для этого бюретку заполняют 0,1 Н раствором HCl (титрантом) до нулевой отметки перед каждым титрованием. Объемы титранта пошедшие на титрование заносят в таблицу. Титруют сначала в присутствии метилоранжа, а затем фенолфталеина.



Объем аликвотной доли анализируемого раствора V, мл

Индикатор

Объем титранта V, мл

Средний объем титранта V, мл

1

2

3













1

2

3














Оформление опыта 2
1) Название опыта,

2) Расчет объема концентрированного раствора щелочи,

3) Обработка экспериментальных данных.

По результатам титрований находят средний объем титранта. Концентрацию приготовленного раствора щелочи находят используя закон эквивалентов:

?экв(КОН) = ?экв(HCl) ?экв(Х) = Сэкв(Х) · V(X)
4. Расчет погрешности.

(абсолютная погрешность)

(относительная погрешность)
Вывод:

1) проанализировать погрешности эксперимента;

2) указать применение растворов, методов приготовления и определение их состава.
Контрольные вопросы
1. Какой закон лежит в основе титриметрического анализа? Приведите его математическую запись.

2. Какие требования предъявляются к реакциям, используемым в титриметрическом анализе?

3. Какие титранты применяют в ацидиметрии и алкалиметрии?

4. Чем вызвана необходимость стандартизации раствора хлорводородной кислоты?

5. Какие первичные стандарты применяют при определении точной концентрации растворов кислот?

6. Напишите уравнение реакции, лежащей в основе стандартизации раствора НСl.

7. Что из себя представляют индикаторы, применяемые в методе кислотно-основного титрования? Приведите примеры кислотно-основных индикаторов.

8. Что называется интервалом перехода индикатора? От чего он зависит?

9. Какие индикаторы следует выбирать при определении следующих веществ ацидиметрическим титрованием: КОН, NH3, NaHCO3?

10. Какие индикаторы следует выбирать при определении следующих веществ алкалиметрическим титрованием: HNO3, CH3COOH, HCl и CH3COOH в смеси?

ЛИТЕРАТУРА

Основная:

  1. А.С.Ленский. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию М.: Высшая школа. 1989 г., раздел 4.2.

  2. Ершов Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/ Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берменд и др.: - Учеб.для мед.спец.вузов. Под.ред. Ю.А.Ершова. - М.: Высш.шк.., 1993. - 560 с., ил.

  3. Глинка Н.Л. Общая химия - М.: 1988. - 720 с.

  4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: 1984. – 264 с.

  5. Никольский А. Б., Суворов А. В. Химия: Учебное пособие для вузов. – СПб.: Химиздат, 2001. – 512 с.

Дополнительная:

  1. Алексеев В.А. Количественный анализ. - М.: Химия, 1980 г.

  2. Васильев В.П. Аналитическая химия. - М.: Высшая школа, 1989, том 1.

  3. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. - М.: Высшая школа, 1978 г. (при пользовании практимумом надо иметь в виду, что с момента его издания произошли изменения в терминологии и обозначениях).




Федеральное агентство по образованию
Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации