Лабораторная работа №5 Приготовление растворов

Цель работы: приобретение навыка приготовления растворов различной концентрации и определение концентрации методом титрования

Общие сведения

Классификация растворов

По характеру взятого растворителя различают растворы: водные и неводные. К последним принадлежат растворы в орга­нических растворителях, как спирты, эфиры, ацетон, бензол и др. Растворы большинства солей, щелочей и кислот готовятся главным образом водные.

По точности выражения концентрации растворы делят на приблизительные, точные и эмпирические.

Следует также различать растворение твердых веществ, рас­творение жидкостей и растворение газов.

Концентрации растворов

Состав раствора количественно принято выражать через безразмерные относительные величины – доли (массовую, объемную молярную) и размерные величины - концентрации.

Массовая доля – это отношение массы компонента раствора к массе раствора.

Концентрации приблизительных растворов большей частью выражают в массовых долях или процентах.

При выражении концентрации в массовых процентах указы­вают содержание растворенного вещества (в граммах) в 100 г раствора (но не в 100 мл раствора).

Так, если говорят, например, что взят 10%-ный раствор по­варенной соли NaCl, это значит, что в 100 г раствора (а не в 100 мл его) содержится 10 г поваренной соли и

90 г воды.

Когда дана концентрация раствора, выраженная в массовых процентах (например, 25%-ный раствор NаCl), и хотят взять столько раствора, чтобы в нем содержалось определенное коли­чество растворенного вещества (например, 5 г NaCl), то нужно брать раствор по массе (т. е. 20 г).

Покажем, что будет, если взять не 20 г раствора, а 20 мл. Плотность 25%-ного раствора NaCl равна 1,203 г/мл. Поэтому, взяв 20 мл такого раствора, мы возьмем 20 х1,203=24,06 г его. В этом количестве раствора будет содержаться уже не 5 г NaCl, a 6,01 г

Если известна плотность раствора, то, как указывалось выше, удобнее брать его по объему, а не по массе, причем для вычисле­ния нужного объема можно пользоваться формулой объема. Для нашего случая получаем объем, равный 16,6 мл.

Сказанное относится преимущественно к концентрированным растворам; в случае же разбавленных (меньше 1%) получающая­ся ошибка незначительна и ею можно пренебречь.

Молярная концентрация – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора. По Международной системе молярная концентрация выражается в моль/м³, но наиболее часто используется единица моль/л.

Раствор, содержащийся в 1 л 1 моль растворенного вещества, на­зывается одномолярным или просто молярным. Молем (грамм-молекулой) какого-либо вещества называют молекулярную мас­су (молекулярный вес) его, выраженную в граммах; 0,001 моль называют миллимолем, этой величиной пользуются для выражения концентрации при некоторых исследованиях.

Пример. Моль серной кислоты равен 98,08 г, поэтому молярный раствор ее должен содержать это количество в 1 л раствора (но не в 1 л воды).

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – это отношение количества вещества эквивалента к объему раствора. Раствор, содержащий в 1 л один грамм-эквивалент вещества, называется однонормальным или часто просто нормальным.

Ввиду того, что нормальные растворы для большинства ана­литических целей и работ слишком концентрированы, обычно готовят более разбавленные растворы (полунормальные, децинормальные и т. д.). При записях нормальность обозначают русской буквой н. или латинской буквой N; перед буквенным обозначением ставят число, указывающее, какая часть грамм-эквивалента (или сколько грамм-эквивалентов) взята для приготовления 1 л раствора. Так, полунормальный раствор обозначается 0,5 н., децинормальным 0,1 н. и т. д.

Моляльными называют растворы, приготовляемые рас­творением одного (или части) моля вещества в 1 кг растворителя. Например, для приготовления одномоляльного раствора NaCl растворяют 58,457 г этой соли в 1 кг воды, приведя массу воды в данных условиях к объему. Следует помнить, что при приго­товлении моляльных растворов расчет ведут именно на 1 кг рас­творителя, а не раствора, как в случае молярных или нормаль­ных растворов.

Объемные проценты для выражения концентра­ции применяют только при смешивании взаимно растворяющихся жидкостей.

Здесь указаны только основные, важнейшие приемы выраже­ния концентраций. При специальных исследованиях могут при­меняться и другие единицы для выражения содержания веще­ства.

Практическая часть

Приготовление раствора серной кислоты и определение его нормальности.

Определение нормальности раствора серной кислоты основано на реакции нейтрализации между приготовленным раствором H₂SO₄, нормальность которого необходимо определить, и раствором щелочи известной кон­центрации (нормальности). Окончание реакции нейтрали­зации определяют при помощи одного из индикаторов, све­дения о которых приведены ниже.

Проведение опыта.

Предварительно рассчитайте, ка­кой объем концентрированной серной кислоты (С=96 %; р =1,84) необходимо взять для приготовления 250 мл 0,1 н. раствора кислоты.

В мерную колбу вместимостью 250 мл налейте 20—30 мл дистиллированной воды и из микробю­ретки (под наблюдением преподавателя) добавьте в эту же колбу рассчитанный объем концентрированной серной кис­лоты.

			Окраска
Индикатор	Характер индикатора	Интервал перехода (рН)	в щелочной	в кислой
			среде	среде
Метиловый оранжевый
	Основной	3,1—4,5	Желтая	Розовая
Метиловый красный
(метилрот)	То же	4,2—6,3	То же	Красная
Лакмус	Кислотный	5—8	Синяя	То же
Фенолфталеин	То же	8,3—9,8	Малиновая	Бесцветная

В колбу из промывалки долейте дистиллированной воды до 4/б ее объема и раствор хорошо перемешайте. Пос­ле этого долейте воды до метки, закройте отверстие колбы пробкой и тщательно перемешайте содержимое, перевора­чивая колбу вверх дном и взбалтывая раствор, чтобы кон­центрация кислоты была одинаковой во всей массе рас­твора. Приготовленный таким образом раствор кислоты является ~0,1 н. Далее определите точную ее концентра­цию (нормальность).

В бюретку вместимостью 25 или 50 мл налейте несколь­ко миллилитров приготовленного раствора кислоты и про­мойте им бюретку. Вылейте раствор из бюретки, укрепите ее в лапках штатива вертикально и через небольшую во­ронку налейте раствор кислоты выше нулевого деления. Воронку уберите и вставьте ее в отверстие колбы с кисло­той. Вылейте избыток кислоты из бюретки, следя за тем, чтобы носик бюретки был заполнен раствором, и установи­те уровень раствора на нулевой отметке.

У лаборанта получите приблизительно 100 мл раствора щелочи точной нормальности. При помощи мерной пипетки (вместимостью от 10 до 25 мл) отберите раствор щело­чи и перелейте его в коническую колбу или колбу Эрленмейера вместимостью 100—200 мл. Предварительно пипет­ку промойте раствором щелочи, а коническую колбу не­сколько раз промойте дистиллированной водой. В колбу со щелочью добавьте 1—2 капли метилоранжа, подложите под нее лист белой бумаги (чтобы лучше был виден переход окраски индикатора) и добавляйте раствор кислоты левой рукой, все время перемешивая содержимое колбы враща­тельным движением правой руки. Титрование прекращают тогда, когда желтая окраска раствора приобретает слегка розоватый оттенок. Отметьте показания на шкале бюретки с точностью до 0,05 мл и запишите данные в рабочий журнал. После этого добавьте еще 1—2 капли раствора кислоты. Усиление интенсивности розовой окраски раствора свидетельствует о том, что реакция нейтрализации щелочи кислотой прошла полностью. Опять заполните бюретку раствором кислоты до нулевого деления, вылейте оттитрованный раствор в раковину, промойте колбу несколько раз дистиллированной водой и дважды повторите операцию титрования. Допустимое расхождение между двумя параллельными опытами не должно превышать 0,1—0,2 мл.

Зная объем взятого раствора щелочи и его нормаль ность, а также объем кислоты, израсходованный на нейтра­лизацию раствора щелочи, рассчитайте нормальность рас­твора кислоты N_K (до четвертого знака после запятой) по формуле

N_K= Vщ N_m/Vк

где Vщ— объем щелочи, мл; Vк — объем кислоты, мл; N_m — нормальность щелочи.

Данные опыта запишите в виде таблицы:

Номер опыта

Объем щелочи, мл

Нормальность щелочи

Объем кислоты, мл

Нормальность кислоты

Вычислите среднеарифметическое значение нормальности кислоты и ее относительную погрешность.