Общая и аналитическая химия. Лабораторный практикум

Цель работы: овладение навыками определения моляр- ной массы эквивалента металла по объему вытесняемого им во- дорода.

Оборудование и реактивы

1.Прибор для определения объема, выделившегося водоро- да, показанный на рисунке.

2.Аналитические весы и разновесы.

3.Термометр.

4.Барометр.

5.Навеска металла (около 0,2 г).

6.Хлороводородная кислота HCl (2 М водный раствор).

Методика выполнения работы

Наполните прибор (см. рис. 9.1) водой так, чтобы в градуи- рованном цилиндре 2 вода находилась бы на нулевом делении (нижний уровень мениска воды и нулевое деление цилиндра должны совпасть и быть на уровне глаза), а уравнительный ци- линдр 1 был бы практически пустым. В обоих цилиндрах вода должна установиться на одинаковом уровне (по закону сооб- щающихся сосудов).

Проверьте прибор на герметичность. Для этого плотно вставьте пробку 5 в реакционную пробирку 4 и опустите урав- нительный цилиндр 1 на 15-20 см ниже его первоначального по- ложения. При этом уровень воды в градуированном цилиндре 2 несколько понизится. Если через 1-2 мин дальнейшего пониже- ния не будет, прибор герметичен. Если только что сказанного не наблюдается, значит, прибор не герметичен, надо выявить при-

40

чину и устранить ее – проверить надежность пробки или, при необходимости, заменить прибор.

Рис. 9.1. Прибор для определения объема водорода:

1 – уравнительный цилиндр; 2 – градуированный цилиндр; 3 – шланг; 4 – пробирка; 5 – пробка

После проверки герметичности прибора поднимите уравни- тельный цилиндр 1 в первоначальное положение, отсоедините реакционную колбу и установите уровень воды в градуирован- ном цилиндре 2 на нулевом делении.

41

Взвесьте на аналитических весах кусочек металла с точно- стью до 0,001 г. Рассчитайте по уравнению реакции, какой именно объем разбавленной хлороводородной кислоты необхо- дим для полного растворения данной навески металла.

Отмерьте полуторный объем кислоты по сравнению с тре- буемым для указанной цели и осторожно, не смачивая стенок горла колбы, вылейте кислоту в реакционную колбу, обтерев внутреннюю поверхность ее горла фильтровальной бумагой.

Держа пробирку под углом ~30˚, поместите взвешенный ме- талл в отверстие пробирки и осторожно, чтобы металл не упал в кислоту, плотно закройте пробирку пробкой 5, присоединив ее при этом к прибору. Для того чтобы началось взаимодействие металла с кислотой, придайте пробирке вертикальное положе- ние.

Когда закончится выделение водорода (то есть перестанет меняться объем выделившегося газа), оставьте прибор в покое на 10-15 мин для охлаждения его до комнатной температуры. Воду в градуированном и уравнительном цилиндрах приведите к одному уровню и, если в течение 1 мин не наблюдается изме- нения уровня, определите объем выделившегося водорода по делениям цилиндра 2 – Vоп (мл). Определите температуру опыта по термометру – tоп (ºС) и атмосферное давление по барометру (пересчитать в кПа) – p(кПа). Найдите также давление насы-

где (p − pH2O ) – разница атмосферного давления и давления во-

дяных паров, равная парциальному давлению водорода над столбом воды в градуированном цилиндре 2.

По данным эксперимента вычислите с точностью до 0,01 г мо-

рассчитайте массу выделившегося водорода m, используя уравне- ние Менделеева-Клапейрона

молярная масса, г·моль-1; Т – абсолютная температура, К; R – мо- лярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж·моль-1·K-1 или 8,314 кПа·л·моль-1·K-1 , и соотношение

где n – количество вещества, моль, при сочетании которых по- лучается выражение:

а затем – молярную массу эквивалента металла по закону экви- валентов по выражению:

Все полученные в ходе эксперимента данные следует зане- сти в табл. 9.1.

43

Таблица 9.1. Результаты эксперимента

По полученным данным вычислите значение ошибки экспе- римента, рассчитав теоретическое значение молярной массы эк- вивалента металла, найдя в таблице Д.И. Менделеева его моле- кулярную массу и используя для расчета выражение:

44

Лабораторная работа № I.10

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И ЭЛЕКТРИЧЕСКАЯ ПРОВОДИМОСТЬ

Электролитическая диссоциация (ионизация) – это гете-

ролитический процесс распада веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя (например, воды). Прямым следствием электролитической диссоциации является электри- ческая проводимость (часто именуемая просто электропровод- ностью) растворов электролитов (кислот, оснований, солей), которая количественно определяется способностью раствора электролита проводить электрический ток. Единицей измерения электрической проводимости является См-1 (Сименс).

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый, и потому в растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и молекулами, при гетеролитическом распаде которых они образуются. Отношение числа молекул, распавшихся на ио- ны (Nj), к общему числу растворенных молекул (N) электролита называется степенью диссоциации (ионизации) α:

Степень диссоциации электролита определяется экспери- ментально и выражается в долях единицы или в процентах. Она зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, а также от температуры раствора. Условно по степени диссоциа- ции электролиты подразделяются на сильные, средние и слабые.

45

К сильным электролитам относятся такие, для которых в их 0,1 М водных растворах α > 30 %. Сильными электролитами, в частности, являются:

почти все растворимые в воде соли (за исключением

HgCl2, HgBr2, HgI2, Hg(CN)2, Pb(CH3COO)2 и некоторых других);

многие минеральные кислоты, например, HNO3, HCl,

H2SO4, HI, HBr, НClO4 и др.;

основания, образованные ионами s-элементов (щелочных

ищелочноземельных металлов), например, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и др.

У средних электролитов в их 0,1 М водных растворах α= 3÷30 %; к ним относятся, например, Н3РО4, H2SO3, HF,

Mg(OH)2.

Для слабых электролитов в 0,1 М водных растворах α < 3 %; таковыми являются, в частности, H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и другие, большинство оснований, обра- зуемых ионами металлов с зарядами +2 и выше, водный раствор аммиака NH3.H2O. К числу слабых электролитов относится и сама вода.

Об относительной силе электролитов можно судить по элек- трической проводимости их растворов. При разбавлении рас- творов степень электролитической диссоциации содержащихся в нем веществ α увеличивается. Присутствие же в растворе од- ноименных ионов способствует понижению величины α.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют сту- пенчато, например:

Именно ступенчатость диссоциации и обусловливает возмож- ность образования так называемых кислых и основных солей. Кроме степени диссоциации, состояние слабых электролитов в растворе характеризует также константа равновесия между со- ответствующими молекулами и ионами, определяемая в соот- ветствии со вторым законом Гульдберга– Вааге. Так, для азоти- стой кислоты (диоксонитрата(III) водорода) HNO2 выражение для константы равновесия K, описываемого схемой

Константа равновесия или константа электролитической диссоциации не зависит ни от концентрации раствора электро- лита, ни от присутствия в растворе других электролитов, но за- висит от температуры раствора и природы растворителя. Она дает более детальную характеристику кислот и оснований как электролитов, нежели степень их диссоциации.

Между константой и степенью диссоциации слабого элек- тролита имеется взаимосвязь, описываемая уравнением

Это уравнение является математическим выражением закона разбавления Оствальда.

Для слабого электролита при небольшом разбавлении α очень мала, и следовательно, величина (1 − α ) близка к единице. При таком условии выражение (10.9) может быть упрощено:

откуда легко получаем

Смещение ионного равновесия, которое приводит к увели- чению или уменьшению степени диссоциации слабого электро- лита, как и всякое химическое равновесие, подчиняется принци- пу Ле Шателье– Брауна. В соответствии с ним введение в рас- твор одноименного иона, то есть увеличение концентрации од- ного из продуктов реакции, приводит к смещению ионного рав- новесия влево, в сторону образования молекул или к уменьше- нию степени диссоциации электролита. Наоборот, связывание одного из ионов в малодиссоциированное вещество ведет к по- вышению степени диссоциации электролита.

Цель работы: экспериментальное наблюдение электри- ческой проводимости растворов электролитов и зависимости ее от различных факторов, предсказание направления обменной реакции в растворах электролитов.

Оборудование и реактивы

1.Прибор для измерения электрической проводимости рас- творов (кондуктометр).

2.Бюретка на 50 мл.

3.Пробирки конические.

4.Хлорид аммония NH4Сl (0,1 М водный раствор).

5.Фенолфталеин (водный раствор).

6.Уксусная кислота CH3COOH (0,1 М и 70 % водный рас-

твор).

7.Аммиак NH3 (0,1 М и 25 % водный раствор).

8.Гидроксид натрия NaOH (0,1 М и 40 % водный раствор).

9.Азотная кислота HNO3 (0,1 М водный раствор).

10.Хлороводородная кислота HCl (0,1 М водный раствор).

48

11.Гидроксид калия KOH (0,1 М водный раствор).

12.Серная кислота H2SO4 (0,02 М водный раствор).

13.Гидроксид бария Ba(OH)2 (0,02 М водный раствор).

14.Три[тетраоксосульфат(VI)] диалюминия(III) Al2(SO4)3 (0,1 М водный раствор).

Методика выполнения работы

I.10.1. Измерение электрической проводимости растворов

Электрическую проводимость электролитов измеряют на приборе, который называется кондуктометром. Внимание: по-

сле каждого проведенного на нем измерения обязательно вы- ключать прибор из электрической сети и промывать элек- троды дистиллированной водой!

I.10.1.1. Измерьте электрическую проводимость каждого из шести растворов с концентрацией электролита 0,1 М:

СН3СООН, HNO3, HCl, NaOH, KOH, NH3·H2O. Занесите данные ваших измерений (показания кондуктометра) в табл. 10.1.

Таблица 10.1. Определение степени диссоциации электроли- тов