Лабораторна робота №1 приготування розчинів

Мета роботи – ознайомитися з методикою приготування розчинів заданої концентрації, виправлення концентрації розчину, визначення концентрації за густиною та титруванням.

Вимоги до знань і умінь

Студент повинен знати: способи вираження концентрації розчинів, формули для розрахунку еквівалентів речовин, зв’язок між концентрацієй та густиною розчину.

Студент повинен вміти: приготувати розчини заданої концентрації, визначати концентрацію розчину за його густиною та методом титрування, розраховувати еквіваленти хімічних речовин.

Теоретична частина

Масова частка (Процентна,відсоткова концентрація) показує скільки грамів речовини знаходиться в 100 г розчину.

С % = , де

m – маса розчиненої речовини,

m ₁ – маса розчинника;

5% NaCl, це - 5г NaCl + 95 г Н₂О

Молярна частка (Молярна концентрація)виражається числом молей розчиненої речовини в 1 л розчину.

С_м = , де

n – число г-моль розчиненої речовини.

V – об‘єм розчину у літрах.

, де

m – маса розчиненої речовини.

М – її молярна маса.

Тоді:

Наприклад, треба приготувати 2 М розчин H₂SO₄.

Мол. маса H₂SO₄ = 98, а

г-моль = 98 г

2 М = 2 х 98 = 196 г.

Таким чином треба відважити 196 г H₂SO₄ і вилити її у воду, потім довести до 1 л. Все це робиться у мірному посуді.

Моляльність (Моляльна концентрація)виражається числом г-молей речовини розчиненої у 1000 г розчинника.

С_m = n_*1000; де n – число г-молей.

Наприклад, треба приготувати 1 м Н₃РО₄.

Мол.маса = 98.

г-моль = 98 г.

Для цього треба взяти 98 г кислоти і 1000 г води.

Нормальна або еквівалентна концентрація показує скільки г-екв розчиненої речовини знаходиться в 1 л розчину.

; де

m – вага розчиненої речовини.

Э – еквівалент розчиненої речовини.

V - об^,єм розчину.

Наприклад, треба приготувати 1н розчин H₂SO₄. М.в = 98 в.о. 1ГМ = 98 г. 1г-екв = 98 : 2 = 49 г. Тобто, треба взяти 49 г кислоти вилити у воду і довести до 1 л. Це робиться у мірному посуді.

Визначення еквіваленту.

Закон еквівалентів було відкрито наприкінці ХVІІІ століття. На основі цього закону відкрилася можливість встановити ті кількісні співвідношення, в яких сполучаються між собою різноманітні хімічні елементи. Ці співвідношення були вивчені та систематизовані Дальтоном. Хімічним еквівалентом елемента називається така його маса, яка сполучається з однією масою водню чи 8 одиницями маси кисню, або заміщує таку кількість водню або кисню в сполуках.

Еквівалентною масою називається маса 1 еквівалента речовини.

Поняття про еквівалент має велике значення в хімії, тому що за його допомогою формулюється один з основних законів хімії – закон еквівалентів.

Хімічні елементи взаємодіють один з одним у масових кількостях, пропорційних їх еквівалентам. Математичний вираз цього закону: (1),

де m₁ і m₂ – маса першої і другої речовини,

Е₁ і Е₂ – еквівалент першої і другої речовини.

Якщо відомі об’єми речовин, що реагують, то користуються співвідношенням об’ємів, яке обернено пропорційне співвідношенню мас: m₁/ m₂= V₂/V₁

Хімічний еквівалент простого елемента знаходять з відношення його атомної маси до валентності. Наприклад,

Хімічні еквіваленти складних речовин розраховують таким чином:

Еквівалент оксиду = мольна маса оксиду__________________

число атомів елемента * валентн. елемента.

Наприклад,

еквівалент гідроксиду = мольна маса гідроксиду

кислотність гідроксиду

Наприклад:

еквівалент кислоти = мольна маса кислоти

основність кислоти

Наприклад,

еквівалент солі = ________мольна маса солі__________

число атомів металу * валентність металу

Наприклад,

.

Формули перерахунку процентної концентрації

в молярну або нормальну.

Часто на практиці приходиться зустрічатися з розчинами концентрація яких не відповідає заданій. Тому, приводяться формули перерахунку концентрацій.

m _*p _*10 m _*p _*10

C_{M == ------------------------ ;} N = ----------------- ; де

M_x Э_х

m - масова доля розчиненої речовини, в %.

m (маса)

р - щільність розчину, в г/см³ ; (р = --------------- )

V (об^,єм)

М_х - молярна маса, в г/моль.

С_м - молярна концентрація , в моль/л

N - нормальна концентрація г-экв/л

Э_х - еквівалентна масса (див. визначення еквіваленту).

Виправлення концентрацій

1. Коли розчин слабіший, ніж потрібно :

(а – в) _*100

----------------- , де

с - а

а – необхідна концентрація.

в - концентрація Вашого розчину.

с - розчин або речовина, яку повині додати. (Береться 100% розчин або суха речовина).

Наприклад, із 45% розчину треба зробити 48%.

(48 – 45) _*100

-------------------- = 5,77 г на 100 мл 45% розчину.

100 – 48

а (с - в)

2. Коли розчин міцніший, ніж потрібно: ------------- , де

в

а - кількість розчину.

в - потрібна концентрація.

с - концентрація Вашого розчину.

Наприклад, із 23% розчину треба зробити 20%, 120 мл

120 _* (23 – 20)

----------------- = 18 мл, це треба добавити води.

20

Правила змішування розчинів

Для приготування розчинів потрібної концентрації, часто приходиться використовувати розчини другої концентрації. Для цього користуються „правилом змішування”, „діагоналі” або „хреста”. Наприклад, треба із 50% та 20% розчинів приготовить 30%.

Дізнаємося відносну вагову кількість обох розчинів. Для цього від більшої концентрації віднімаємо потрібну (50 – 30 = 20 ), а потім від потрібної віднімаємо більш низьку (30 – 20 = 10).

50% \ / 10 - результат другого віднімання

30%

20% / \ 20 - результат першого віднімання

--------

30 - усього 30% розчину

Тобто, на 10 вагових частин 50% розчину треба взяти 20 частин 20% розчину.

Користуючись правилом змішування, можна:

• змішувати розчини, концентрації яких виражені в процентах.

• розбавляти розчини заданої концентрації водою.

• змішувати розчини, концентрації яких виражені в щільності.

• розбавляти розчини заданої концентрації водою.

• збільшувати концентрацію розчину шляхом змішування останнього з твердою речовиною.

При цьому треба ураховувати:

• коли концентрація розчину дається у вагових процентах, то відповідь одержують в вагових одиницях (г, кг, і т. д .).

• коли концентрації виражаються в щільності розчинів, то відповідь одержують в об^,ємних одиницях (мл, л, і т. д.).

Паспорт роботи

Пробірки місткістю 20 мл. Піпетки 15 мл. Бюретка місткістю 50 мл. Скляний циліндр. Набір ареометрів. Термометр на 100 °С. Мензурки місткістю 50, 25, 15 і 10 мл. Колби конічні місткістю 50 мл. Колби мірні місткістю 100 мл. Розчини: сірчаної кислоти 10-15%, гідроксиду натрію 5%, 30%, 0,1н.

Експериментальна частина

Визначення густини розчину ареометром. Між густиною розчину р і. концентрацією розчиненої речовини існує безпосередня залежність. Для кислот, розчинних основ і солей ця залежність встановлена і приводиться в довідниках у вигляді таблиць (див. Додаток, табл. 1). Завдяки цьому орієнтовне визначення концентрації розчиненої речовини в межах точності ±0,5% можливо провести шляхом експериментального вимірювання густини розчину і подальшого знаходження концентрації речовини за табличними даними.

Густину розчину визначають найчастіше за допомогою ареометрів. Для цього досліджуваний розчин наливають в скляний циліндр. Обережно занурюють у нього ареометр. При цьому ареометр не повинен торкатися стінок циліндра (рис. 1). Показник шкали ареометра на рівні поверхні

Рис. 1. Ареометр для визначення щільності розчину

рідини відповідає густині цієї рідини. Точніше концентрація розчиненої речовини визначається методами аналітичної хімії.

Дослід 1. Приготування розчинів різної концентрації

а) Приготування 0,1 М і 0,1 н. розчинів сірчаної кислоти

Виконання роботи. Налити наявну в лабораторії сірчану кислоту у скляний циліндр і визначити густину її ареометром (див. рис. 1). Якому вмісту H2SO4 (у %) відповідає знайдена густина? (див. Додаток, табл. 1).

Розрахувати, який об'єм цієї кислоти потрібно узяти для приготування 100 мл розчину сірчаної кислоти заданої концентрації 0,1 М та 0,1 н. Відміряти цей об'єм мензуркою місткістю 10—15 мл. У мірну колбу місткістю 100 мл (рис. 2, а) приблизно на 1/4 її об'єму налити дистильовану воду. Перемішуючи рідину круговим рухом колби, помалу через воронку перелити у неї всю кислоту з мензурки. Обполоснути воронку водою, вийняти її і дочекатися охолоджування колби до кімнатної температури. Потім, додаючи воду, довести рівень рідини в колбі до мітки по нижньому меніску. Останні порції води додавати по краплях піпеткою. Щільно закрити колбу пробкою, перемішати кілька разів отриманий розчин, перевертаючи колбу догори дном.

Рис. 2. Мірний посуд:

а — мірна колба; .6 — піпетка; в — бюретка.

б) Приготування розчину заданої концентрації змішуванням розчинів вищої

і нижчої концентрації

Виконання роботи. Приготувати 200 мл 10% розчину гідроксиду натрію, маючи в своєму розпорядженні 30% і 5% розчини NaOH (Гідроксид натрію може бути замінений будь-якою іншою речовиною за вказівкою викладача). Виписати з табл. 1 Додатку щільності розчину, що готується і початкових розчинів NAOH, знаючи їх концентрації (у %). Розрахувати об'єми початкових 30%-ного і 5%-ного розчину двома способами.

Перший спосіб розрахунку. Обчислити масу 200 мл 10%-ного розчину і масу NAOH що міститься в нім. Позначивши через X мл об'єм 30%-ного і через Y мл —5%-ного розчинів, скласти розрахункові формули для обчислення мас початкових розчинів і мас NAOH, що міститься у них. Скласти два рівняння з двома невідомими, прирівнявши у першому з них суму мас початкових розчинів масі заданого розчину, в другому — сумму мас NAOH в початкових розчинах масі NAOH в розчині, що виготовляється. Вирішивши систему складених рівнянь, знайти значення X і Y, що відповідають об'ємам (у мл) 30%-ного і 5%-ного розчинів, які необхідні для приготування 200 мл 10%-ного розчину.

Другий спосіб розрахунку. Цей спосіб відомий під назвою «Правило хреста» (див. теоретичну частину)

Результати розрахунків, виконаних двома способами, не повинні відрізнятися більш ніж на ±1 мл.

Відміряти обчислені об'єми початкових розчинів, злити у колбу на 200 мл, закрити колбу пробкою і ретельно перемішати розчин, перевернувши колбу кілька разів вверх дном.

Відлити частину розчину в циліндр, зміряти ареометром густину приготованого розчину і по табл. 1 Додатку знайти його концентрацію (у %). Записати у зошит всі розрахунки, зміряну густину приготованого розчину і процентну концентрацію NAOH в нім, знайдену по таблиці. Встановити розбіжність практично отриманої концентрації з заданою.

Дослід 2. Визначення концентрації розчинів титруванням

Якщо точно зміряти об'єми розчинів хімічних речовин що вступили в реакцію, і знати концентрацію одного розчину то легко обчислити концентрацію іншого. Процес поступового додавання розчину з відомою концентрацією речовини, так

званого розчину, що титрує, до точно зміряного об'єму аналізованого розчину (або аналізованого до того, що титрує) називається титруванням.

Визначення концентрації кислоти

Виконання роботи. У даній роботі належить визначити концентрацию сірчаної кислоти в розчині, приготованому в досліді 1.

Отримати у лаборанта 0,1 н. розчин лугу, концентрація якого точно встановлена, тобто розчин, що титрує і індикатор метиловий оранжевий.

Налити в одну пробірку на 1/3 об'єму 0,1 н. розчину сірчаної кислоти, в іншу — такий же об'єм 0,1 н. розчину лугу. У обидві пробірки внести по одній краплі метилового оранжевого і відмітити колір розчину в кислому і лужному середовищі.

Бюретку місткістю 10 мл (див. рис. 2, в) промити невеликим об'ємом отриманої кислоти, після чого вилити її через нижній кінець бюретки, забезпечений затиском або краном. Закріпити бюретку в штативі і через воронку налити в неї кислоту декілька вище за нульове ділення. Кінчик бюретки також повинен бути заповнений розчином. Довести рівень рідини в бюретці до нуля, випускаючи розчин по краплях через нижний .конец бюретки. Відлік вести по нижньому рівню меніска.

У конічну колбу місткістю 30—50 мл сухої пипеткой (див. рис. 2, б) внести 3 мл розчину їдкого натра. Внести до розчину одну краплю метилового оранжевого. Провести орієнтовний дослід. Для цього невеликими порціями (по 0,5 мл) підливати кислоту з бюретки в колбу з лугом до зміни забарвлення метилового оранжевого. Розчин в колбі під час досліду слід весь час перемішувати легким круговим рухом колби. Як тільки метиловий оранжевий змінить своє забарвлення, додавання кислоти припинити і провести відлік об'єму витраченої кислоти з точністю до десятих доль міллілітру.

Повторити титрування ще три рази, але точніше. Для цього останні порції кислоти (0,5—0,7 мл) слід додавати по краплям. Різка зміна забарвлення метилового оранжевого від однієї краплі кислоти є показником кінця реакції. Визначити об'єм витраченої кислоти з точністю до десятих часток міллілітру.

Перед кожним титруванням колбу для лугу необхідно вимити і обполоснути дистильованою водою, а рівень кислоти у бюретці довести до нуля.

Запис даних досліду і розрахунки. Написати рівняння реакції

у молекулярному і іонному вигляді. Дані досліду записати в лабораторний зошит за наступною формою:

№ п/п	Об’єм 0,1 розчину лугу, мл	Індикатор метиловий оранжевий, число крапель	Об’єм витраченого розчину кислоти, мл
1	3	1
2	3	1
3	3	1
Середнє

З даних трьох останніх титрувань (які не повинні розходитися між собою більш ніж на 0,05 мл) узяти середнє значення витраченого об'єму кислоти. Оскільки число еквівалентів кислоти, що вступила в реакцію, повинне бути рівне числу

еквівалентів узятого лугу, розрахувати нормальність кислоти (див. теоретичну частину). Обчислите також молярність кислоти.

Питання для самоконтролю.

1. На що вказує відсоткова концентрація розчину?

2. У чому відмінність молярної та моляльної концентрації?

3. Як визначається нормальна концентрація розчину?

4. Дайте визначення поняттям «еквівалент», «еквівалентна маса».

5. Сформулюйте закон еквівалентів, хто його автор?

6. Як знаходять хімічні еквіваленти простих елементів та складних хімічних речовин.

7. Як можна визначити концентрацію розчину?

Задачі

1. Щоб визначити кількість зв'язаного в милі лугу, 2 г мила розчинили у воді і нейтралізували розчин 30 мл 0,1 М розчину сірчаної кислоти. Скільки процентів зв'я­заного лугу (їдкого натру) міститься в милі?

2. Яку масу етиленгліколю С₂Н₄(ОН)₂ треба розчинити у 60 мл води, щоб приготувати антифриз з температурою замерзання – 40 ⁰С?

3. Розчин, який містить 0,512 г неелектроліту у 100 г бензолу, кристалізується при 5,296⁰С. Температура кристалізації бензолу 5,5⁰С. Кріоскопічна константа 5,1 град. Обчислити мольну масу розчиненої речовини.

4. Обчислити відсоткову концентрацію водного розчину гліцерину С₃Н₅(ОН)₃, знаючи, що цей розчин кипить при 100,39⁰ С. Ебуліоскопічна константа води 0,52 град.

5. Обчислити температуру кристалізації 100мл 2%-ного розчину етилового спирту С₂Н₅ОН, знаючи, що кріоскопічна константа води 1,86 град.

6. Із 700 г 60% H₂SO₄ випарили 200 г води. Чому дорівнює концентрація залишкового розчину?

7. Скільки грамів HNO₃ міститься в 200 мл 0,1 М розчину?

8. Скільки грамів NaNO₃ треба розчинити в 400 г води, щоб приготувати 20% розчин?

9. Скільки води треба добавити до 100 мл 1 н. розчину, щоб отримати 0,05 н. розчин?

10. Скільки грамів Na₂CO₃ міститься в 500 мл 0,25 н. розчину?