817

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

11

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.

12

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; mH2O – 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:

СМ mв ,

М V

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.

13

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

СN mв ,

ЭV

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:

V1 CN1=V2 CN2.

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:

T 1000

CN Э .

14

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.

Выпишите 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

15

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.

Вконическую 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

сразбавлением 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.

Втетради запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Данные титрования занесите в табл. 3.

16

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

Vк Ск Vщ Cщ .

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+ + SO4 2.

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

NaOH = Na+ + OH ;

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

17

При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка:

KCl = K+ + Cl ;

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

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

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 ,

18

2)HSO4 = H+ + SO4 2; 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

H CH3COO_

К= CH3COOH ,

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

19

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?

20