Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химические основы производства. Лабораторный практикум
.pdf
р
n
c
==
VMV
-ра р-ра
m
в-ва
.
⋅
Для определения концентрации растворов кислот и оснований ис-
пользуется метод титриметрического объемного анализа (титро-
вание). Сущность этого метода состоит в том, что к раствору известной концентрации (стандартному раствору) добавляют раствор, концентрацию которого нужно определить (титруемый раствор), до того
момента, пока индикатор не укажет на окончание протекания реакции между веществами в этих растворах. Этот момент называется
точкой эквивалентности. Если процесс титрования основан на реакции нейтрализации
ОН
–
+ Н+ = Н2О,
такое титрование называется кислотно-основным. При кислотноосновном титровании в качестве индикатора чаще всего применяют
метиловый оранжевый или фенолфталеин.
Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита
на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы) под действием молекул растворителя. Диссоциация может быть
необратимой и обратимой. В первом случае электролит называется
сильным, во втором – слабым. К слабым электролитам относятся
многие кислоты, в том числе и аскорбиновая кислота С
6Н7О6
H. В рас-
творах слабых электролитов между недиссоциированными молекулами и продуктами диссоциации существует равновесие. Например,
для аскорбиновой кислоты уравнение диссоциации имеет вид.
С
6Н7О6
Н ↔ С6Н7О
–
+ Н+.
6
Данное равновесие описывается соответствующей константой,
называемой константой диссоциации K
[C H O ] [H ]
K
=
д
676
[C H O H]
676
:
д
−+
⋅
.
Значения констант диссоциации многих слабых электролитов –
растворов кислот и оснований, определены и приводятся в справочной литературе.
Концентрация ионов водорода в растворе слабой кислоты определяется степенью диссоциации (α) этого электролита (отношением
числа молей распавшегося электролита к общему количеству растворенного вещества).
21
Степень диссоциации α и константа диссоциации Kд слабого
c
Kc
K
c
электролита связаны между собой соотношением
2
Kα=
Д
1
,
−α
где с − исходная молярная концентрация электролита
Данное выражение известно как закон разбавления Оствальда.
При малой величине степени диссоциации (α << 1) можно вос-
пользоваться упрощенными выражениями
2
≈α и
Д
α≈ .
Д
Степень диссоциации слабого электролита можно определить
экспериментальным путем. Один из способов основан на измерении
электропроводности раствора.
Измерение электропроводности раствора электролита. Из курса физики известно, что сопротивление проводника можно рассчитать из соотношения
R = ρ(l/S),
где l – длина проводника;
S – его поперечное сечение;
ρ – его удельное сопротивление.
Величина, обратная ρ, называется удельной электропроводностью
(æ) и измеряется в Ом
–1
·см–1.
Для характеристики раствора электролита большое значение имеет
–1
так называемая молярная электропроводность λ (Ом
·см–1·моль–1),
зависящая от концентрации раствора и связанная с æ соотношением
λ = æV,
–1
где V − разведение (моль
), или объем раствора (выраженный в сан-
тиметрах кубических), содержащий 1 моль растворенного электролита, т.е.
3
10
Vc= ,
где c − молярная концентрация или молярность раствора, моль/л.
22
Тогда молярная электропроводность λ (Ом–1·см–1·моль–1) будет
c
Kc
равна
3
10
λ= æ.
Молярная электропроводность возрастает с разбавлением раство-
ра и достигает предельного значения λ
в бесконечно разбавленном
∞
растворе. Со степенью диссоциации она связана соотношением
Отсюда (доли ед.)
или (%)
λ
α
λ
∞
α
100=⋅
λ=αλ
λ
=
λ
∞
.
.
∞
Зная степень диссоциации, можно рассчитать константу диссо-
циации слабого электролита по закону разбавления Оствальда:
≈α .
Д
2
3.3. Приборы и реактивы
Оборудование: штатив с бюреткой вместимостью 25 мл, стеклян-
ная воронка, пипетка-дозатор, мерная колба на 250 мл, три конические колбы на 100 мл, химический стакан на 100 мл, пипетка на
15…25 мл, прибор для определения электропроводности – кондуктометр «Анион–4120». Реактивы: кристаллическая аскорбиновая
кислота, раствор гидроксида натрия (0,01 M), фенолфталеин, дистиллированная вода.
3.4. Порядок выполнения эксперимента.
Указания по технике безопасности
Используемые в данной работе растворы щелочи и кислоты силь-
но разбавлены и опасности не представляют.
Приготовление раствора аскорбиновой кислоты. Взвесьте на
электронных весах навеску аскорбиновой кислоты 0,6…1,5 г. Массу
навески (m) запишите в тетради. Всыпьте навеску через сухую во-
ронку в мерную колбу на 250 мл и, не вынимая воронку из колбы,
ополосните ее небольшим количеством дистиллированной воды. Хо-
23
рошо взболтайте содержимое колбы, пока кислота не растворится,
V
V
V
после чего с помощью пипетки долейте дистиллированной воды до
риски на шейке колбы. Закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор.
Титрование. Промойте бюретку приготовленным раствором ки-
слоты и заполните ее этим раствором. Кончик бюретки при этом
должен быть заполнен раствором. Снимите воронку и установите
уровень раствора на нулевое деление по нижнему краю мениска.
В каждую из трех конических колб с помощью пипетки-дозатора
внесите по 10 мл раствора гидроксида натрия и добавьте по 2–3 капли фенолфталеина. Ваш раствор приобретет малиновую окраску.
Под бюреткой на белый лист бумаги поставьте коническую колбу
с раствором щелочи так, чтобы носик бюретки входил в горлышко
колбы, а зажим (или кран) у бюретки был примерно на 2 см выше
горла колбы.
Проведите ориентировочное титрование в первой колбе. Для этого к раствору гидроксида натрия небольшими порциями добавляйте
из бюретки раствор аскорбиновой кислоты при непрерывном перемешивании до окончания реакции нейтрализации (т.е. до обесцвечивания фенолфталеина). Отметьте объем кислоты, израсходованной
на титрование. Титрование во второй и третьей колбах проводите
аналогично, но последние порции кислоты добавляйте по каплям, так
чтобы с последней каплей произошло обесцвечивание раствора во
всем объеме. Перед каждым титрованием уровень кислоты в бюретке
доводите до нулевого деления.
Результаты титрования занесите в табл. 3.1. Среднее значение израсходованного объема кислоты (V
) рассчитайте по двум (или
сред
трем) результатам титрования, не отличающимся между собой более
чем на 0,1…0,2 мл.
Таблица 3.1
Результаты титрования
Объем раствора кислоты Vк, мл Объем раствора
щелочи Vщ, мл
10
к
1
к
2
к
3
Среднее значение объ-
ема кислоты V
, мл
к
Определение электропроводности раствора аскорбиновой кислоты. После проведения титрования от оставшегося в колбе (на 250
мл) раствора аскорбиновой кислоты отмерьте мерным цилиндром
~100 мл, залейте его в сосуд кондуктометра «Анион–4120». Опустив
24
электрод кондуктометра в раствор, измерьте удельное сопротивление
m
M
раствора и запишите его значение в виде показания прибора (П) в
табл. 3.2.
3.5. Обработка результатов эксперимента
Расчет концентрации раствора аскорбиновой кислоты по ре-
зультатам титрования. Взаимодействие аскорбиновой кислоты с
гидроксидом натрия описывается следующим уравнением:
C
H + NaOH = C6H7O6Na + H2O.
6H7O6
Учитывая, что молярная концентрация раствора гидроксида на-
трия 0,01 М (c), а аликвотный объем, взятый для титрования 10 мл
(V), найдите количество вещества гидроксида натрия (n) в этом объеме (моль):
n(NaOH) = cV.
Из уравнения реакции видно, что количество вещества аскорбиновой кислоты, содержащееся в том объеме раствора, который потрачен на титрование, равно количеству вещества гидроксида натрия:
n(С
Зная объем кислоты, потраченный на титрование (V
Н) = n(NaOH).
6Н7О6
), вычисли-
сред
те молярную концентрацию раствора аскорбиновой кислоты (моль/л)
1000n
⋅
c
=
V
.
сред
Расчет концентрации раствора аскорбиновой кислоты через
массу навески. Зная массу навески аскорбиновой кислоты (m) и вы-
числив ее молярную массу (M), найдите количество вещества (n)
(С
6Н7О6
Н) (моль):
n
.
=
Учитывая, что объем колбы равен 250 мл, рассчитайте концентрацию раствора аскорбиновой кислоты (моль/л):
1000
n
⋅
=
c
.
250
25
Сравните значение концентрации кислоты, полученной в резуль-
c
KC
K
тате титрования, с значением концентрации, полученным расчетным
путем, и сделайте вывод о точности вашего титрования.
Расчет степени и константы диссоциации раствора аскорбиновой
кислоты. Удельная электропроводность (æ) раствора аскорбиновой ки-
–1
слоты (Ом
–6
на 10
æ = П·10
Вычислите молярную электропроводность
⋅см–1) равна показанию кондуктометра (П), умноженному
:
–6
.
λ (Ом
–1
⋅см2⋅моль–1)
раствора кислоты по формуле
3
10
λ= æ,
где с − молярная концентрация раствора аскорбиновой кислоты, полученная путем титрования.
Исходя из того, что для аскорбиновой кислоты λ
= 462 Ом–1⋅см2⋅моль–1,
∞
рассчитайте степень и константу диссоциации по формулам:
λ
100=
α⋅
λ
∞
≈α .
Д
,
2
биновой кислоты с ее табличным значением, равным
Показание при-
те процентную и молярную концентрацию раствора, если плотность
раствора 1,1 г/мл.
титрование 50 мл этого раствора израсходовано 120 мл 0,02 М раствора щелочи?
26
Сопоставьте полученное значение константы диссоциации аскор-
= 7,94⋅10–5.
Д
Результаты расчетов представьте в табл. 3.2.
Таблица 3.2
бора (П)
–1
æ, Ом
⋅см–1 λ, Ом–1⋅см2⋅моль–1 α, %
K
Контрольные вопросы
1. В 450 мл воды растворили 50 г сульфата алюминия. Рассчитай-
2. Какова молярность раствора двухосновной кислоты, если на
3. Сколько граммов хлорида алюминия требуется для приготовле-
ния 400 мл его 0,2 М раствора?
4. Определите молярность 20%-ного раствора Н
1,1 г/см
3
.
плотностью
3РО4
5. В 2 л воды растворили 292 л аммиака (н.у.). Чему равна про-
центная концентрация раствора?
27
Лабораторная работа 4
ИЗУЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
4.1. Цель работы
Изучить условия проведения окислительно-восстановительных
реакций (ОВР), научиться составлять их уравнения и подбирать коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Выработать навыки работы с типичными окислителями и восстановителями.
4.2. Теоретическое введение
Окислительно-восстановительными называются реакции, про-
текающие с изменением степени окисления.
Степень окисления – это условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный в предположении, что молекула состоит из
ионов.
Каждый атом элемента в молекуле обладает определенной степенью окисления. Степень окисления элемента в простом веществе
равна нулю. Степень окисления водорода и кислорода, входящих в
состав соединений, в большинстве случаев равна +I и –II соответственно. Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна
+I, а щелочноземельных +II. Исходя из этого можно вычислить степень окисления любого элемента, входящего в состав молекулы. Так,
в перманганате калия KMnO
+VII, а в дихромате калия K
Изменение степени окисления в ОВР происходит в результате перехода электронов. Участниками любой окислительновосстановительной реакции являются окислитель и восстановитель.
Окислитель – это вещество, молекулы которого содержат атомы
элемента, понижающего свою степень окисления. В ходе реакции
окислитель, принимая электроны, восстанавливается. К типичным
окислителям относятся соединения, в которых элемент находится в
своей высшей степени окисления (например, KMnO
и т.п.); среди простых веществ наиболее типичными окислите-
HNO
3
лями являются F
, Cl2, O2.
2
степень окисления марганца равна
4
степень окисления хрома + VI.
2Cr2O7
, K2Cr2O7,
4
28
Восстановитель – это вещество, молекулы которого содержат ато-
мы элемента, повышающего свою степень окисления. В ходе реакции
восстановитель, отдавая электроны, окисляется. К восстановителям
относятся все металлы, а также соединения неметаллов, находящихся
в низшей степени окисления (например, Na
S, KI, NH3 и т.п.).
2
Основными типами окислительно-восстановительных реакций
являются межмолекулярные и внутримолекулярные реакции, а также
реакции диспропорционирования.
Межмолекулярные ОВР – атом-окислитель и атомвосстановитель входят в состав разных молекул, например:
2FeCI
+ 2KI = 2FeCI2 + I2 + 2KCI.
3
Внутримолекулярные ОВР – атом-окислитель и атомвосстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:
(NH
4)2Cr2O7
= Cr2O3 + N2 +4H2O.
Реакции диспропорционирования – частный случай внутримолекулярных ОВР, в которых один и тот же элемент, имея промежуточную степень окисления, является и окислителем, и восстановителем, например:
4Na
= Na2S + 3Na2SO4.
2SO3
На характер протекания ОВР оказывают влияние температура, концентрация и рН раствора. Как правило, в кислой среде окислительные
свойства окислителя максимальны, при рН > 7 они ослабляются.
Для составления уравнений ОВР используют два метода: метод
электронного баланса и метод электронно-ионного баланса, или метод полуреакций. Для использования метода электронного баланса
необходимо знать степени окисления элементов; вторым способом
пользуются при протекании взаимодействия в растворе; при этом нет
необходимости в определении степеней окисления элементов.
4.3. Приборы и реактивы
В работе используют: пробирки, стеклянную палочку, тигель, фарфоровую чашечку, спиртовку. Твердые вещества: цинк (порошок),
сера (порошок), дихромат аммония (порошок), сульфит натрия (порошок), нитрит калия. Растворы: аммиака (25%-ный), соляной кислоты
(2 М), иодида калия (0,5 М), дихромата калия (0,08 М), серной кислоты (1 М), сульфата меди (0,25 М), гидроксида натрия или калия (2 М),
29
перманганата калия (0,1 М), пероксида водорода (3%-ный), хлорная и
бромная вода.
4.4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Окислительно-восстановительные свойства серы
1. Внесите в тигель 3–4 микрошпателя порошков серы и цинка,
тщательно перемешайте.
2. Прокалите тигель до спекания порошков (Тяга!).
3. Высыпьте содержимое на фильтровальную бумагу. Выберите
кусочек сульфида цинка, поместите его в пробирку и добавьте соляной кислоты (Тяга!). По запаху определите, какой газ выделяется.
Напишите уравнения реакций. Составьте электронные формулы
атомов серы в высшей положительной и низшей отрицательной
степенях окисления.
Опыт 2. Восстановительные свойства атомов серы,
азота и иода в отрицательной степени окисления
1. В две пробирки внесите по 2–3 капли бромной воды (Тяга!). В
первую пробирку добавьте раствор сульфида аммония, во вторую –
25%-ный раствор аммиака. Отметьте изменение окраски растворов, а
также выделение азота и серы.
2. В третью пробирку внесите 2–3 капли раствора иодида калия, до-
бавьте хлорной воды (Тяга!). Наблюдайте изменение окраски раствора.
Опишите наблюдения. Напишите уравнения реакций, подобрав
коэффициенты методом электронного баланса. Определите степени окисления элементов-восстановителей и составьте электронные
формулы их атомов в соответствующей степени окисления.
Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства серы
в промежуточной степени окисления
1. Внесите в две пробирки по 2–3 капли раствора сульфита натрия.
2. Добавьте в первую пробирку 2–3 капли раствора серной кисло-
ты и 2–3 капли раствора дихромата калия. Отметьте изменения окраски раствора в результате образования ионов Cr
3+
.
3. Во вторую пробирку добавьте 3–4 капли раствора серной ки-
слоты и 2–3 капли насыщенного раствора сульфида натрия (Тяга!).
Отметьте помутнение раствора.
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]