П равила зважування на технохімічних вагах

Приступаючи до зважування, потрібно переконатися, що ваги правильно встановлені. Для цього ручку аретира повільно повертають вправо і спостерігають за хитанням стрілки. Якщо ваги встановлені правильно, то стрілка відхиляється від нульового розподілу шкали вправо і вліво на однакове число розподілів. Якщо відхилення від нульового розподілу шкали в одну сторону більше, ніж в іншу, то ваги потрібно аретирувати і звернутися до лаборанта з проханням відрегулювати ваги.

1. Терези не можна переносити з одного місця на інше.

2. Звертатися з вагами треба дуже акуратно.

3. На чашки ваг не можна ставити гарячі чи брудні предмети.

4. Класти на ваги важки і предмети, що зважуються, а також знімати їх з чашок можна тільки при аретированних вагах.

5. Предмет, що зважується, треба класти на ліву чашку ваг. Хімічні реактиви зважують на годинному склі, у бюксі чи на папері.

6. Важки треба ставити на праву чашку ваг і ніколи не класти на чашку ваг поруч із предметом, що зважується.

7. Важки варто брати тільки пінцетом, вони повинні знаходитися чи на чашці ваг, чи на своїх місцях у коробці.

8. Протягом однієї роботи всі зважування повинні проводитися на тих самих вагах і тими самими важками.

9. При зважуванні важок варто ставити на чашку ваг, починаючи з більшого і поступово переходячи до меншого.

10. По закінченні зважування записують ціну всіх покладених на ваги важків по порожнім гніздам коробки, а потім запис перевіряють по важках на чашці ваг. Після цього підсумовують маси і важки збирають у коробку.

11. Наприкінці роботи ваги повинні залишатися чистими й у повному порядку.

Визначення абсолютної та відносної похибки досліду

Точність вимірів характеризується абсолютною і відносною похибками.

Абсолютна похибка (∆а) — це абсолютне значення різниці між дійсним значенням вимірюваної величини а* і результатом виміру а:

∆ а ═ а* ─ а

Абсолютну похибку виражають в одиницях вимірюваної величини.

Відносна похибка (_а) — це відношення абсолютної похибки ∆а до дійсного значення вимірюваної величини:

Відносна похибка — безрозмірна величина, вона може бути виражена у відсотках:

Експериментальна частина

1. Одержати у лаборанта предмети і зважити на технохімічних вагах. Записати результати зважування з точністю до 0,01 г. Порівняти з середньою масою від трьох зважувань цього предмета й обрахувати відносну похибку.

Робота 2. Визначення молярної маси еквівалентів металу методом витіснення водню Теоретична частина.

Еквівалентом елемента (Е) називається така його кількість, яка з’єднується з 1 моль атомів Гідрогену, або заміщує таку його кількість в хімічних реакціях.

Моль – кількість речовини, яка містить 6,02•10²³ структурних елементів: атомів, молекул, йонів, еквівалентів.

Таким чином, моль еквівалентів – кількість речовини, яка містить 6,02•10²³ еквівалентів. Масу одного моля еквівалентів називають молярною масою еквівалентів речовини (М_е), г/моль.

Наприклад: визначити еквівалент і молярні маси еквівалентів Нітрогену, Сульфуру і Хлору в сполуках NH₃, H₂S, HCl.

В сполуках з 1 моль атомів Гідрогену з’єднується ⅓ моль Нітрогену, ½ моль Сульфуру і 1 моль Хлору. Звідси Е (N) = ⅓ моль; Е (S) = ½ моль; Е (Cl) = 1 моль. Виходячи із молярних мас цих елементів, визначаємо їх молярні маси еквівалентів: М_е (N) = ⅓ · 14 = 4,67 г/моль;

М_е (S) = ½ · 32 = 16 г/моль; М_е (Сl) = 1 · 35,45 = 35,45 г/моль.

Молярні маси еквівалентів речовини обчислюють за формулами:

а) для простої речовини:

де М_А – молярна маса атома даної речовини;

В – валентність атома.

б) для складної речовини:

де М – молярна маса даної речовини;

В – валентність функціональної групи;

n – число функціональних груп в молекулі.

Для кислот функціональною групою являється йон Гідрогену, для основ – йон гідроксилу, для солей і оксидів – йон металу.

Наприклад,

Зупинимося на понятті об’єму моля еквівалентів газу. Згідно закону Авогадро за нормальних умов (Т=273 К, p=101,3 кПа чи 760 мм. рт. ст.). 1 моль будь-якого газу займає однаковий об’єм, що дорівнює 22,4 л. Виходячи із цієї величини можна розрахувати об’єм одного моля еквівалентів газу за нормальних умов.

Наприклад, для водню: Е (Н₂) = ½ Н₂; моль еквівалентів водню в 2 рази менше його моля і тому об’єм одного моля еквівалентів водню буде дорівнювати: 22,4 · ½ = 11,2 л.

Для кисню: Е (О₂) =¼ О₂, звідси об’єм одного моля еквівалентів кисню буде дорівнювати: 22,4 · ¼ = 5,6 л.

Елементи, прості і складні речовини реагують між собою не в будь-яких кількостях, а в чітко визначених – еквівалентних. При цьому діє закон еквівалентів:

Маси (об’єми) реагуючих одна з одною речовин пропорційні молярним масам (об’ємам) їх еквівалентів.

В зв’язку з тим, що еквіваленти кожної речовини можуть бути різними, виникає необхідність знаходити їх експериментально з конкретної реакції.