Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Лабораторный практикум
.pdf
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
5.3. Напишите выражение константы равновесия, основываясь на сокращенном ионном уравнении протекающей реакции.
6. Требования к отчету
Требования к структуре и общему содержанию отчёта см. в лабораторной работе 1.
Раздел "результаты измерений и расчёты" должен также содержать уравнения протекающих реакций, формулировку закона действующих масс, его математическое выражение, формулы для расчета
скорости изученной в данной работе химической реакции.
По экспериментальным данным должен быть построен график
V = f(С) на координатной бумаге. На основании графика следует сделать вывод о справедливости закона действующих масс. В отчете
также должна содержаться формулировка принципа Ле-Шателье и
экспериментальное подтверждение его истинности.
7. Контрольные вопросы
1. Если реакция идет по уравнению N
надо поставить в выражении:
.
dC
H
/dτ?
NH
/dτ;
2
/dτ;
3
а) V = ± 1/2
б) V = ±1/3 dC
в) V = ±dC
N
2
2. Какие факторы влияют на величину константы скорости реакции?
3. Как изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
С
(графит)
+ СО
при повышении давления в 2 раза?
4. Как выглядит математическое выражение правила Вант-Гоффа, от-
ражающего зависимость скорости реакции от температуры?
5. Какая система может служить примером реакции с использованием
гетерогенного катализа?
+ ЗН2 = 2NН3, то, какой знак
2
↔ 2СО
2(г)
(г)
31
Лабораторный практикум
6. Как изменится скорость реакции между уксусной кислотой и эти-
ловым спиртом при постоянной температуре, если их исходные
концентрации составляли 0,7 моль/л, а через некоторое время стали равными 0,05 моль/л?
7. В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых
реакций:
2SO
2(г)+O2(г)
↔ 2SO
ΔН = – 192 кДж,
з(г),
С
(графит)
+ Н2O
↔ СО
(г)
(г)
+ Н
, ΔН = 130 кДж.
2(г)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления?
8. Как нужно изменить температуру, давление и концентрацию реагентов, чтобы увеличить выход хлора в системе:
4НС1
(г)
+ O
↔ 2Н2O
2(г)
+ С1
(г)
, ΔН = – 11З кДж?
2(г)
32
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5
Приготовление растворов и определение их
концентрации. Определение степени и кон-
станты диссоциации электролита
(2 часа)
1. Цель работы
Научиться готовить растворы заданной концентрации, приобрести навыки работы с мерной посудой. Освоить метод титрования и
научиться рассчитывать степень и константу диссоциации слабых
электролитов на основании измеренной электропроводности их растворов.
2. Теоретическое введение
Концентрация растворов. Любой раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества
равномерно распределены в виде молекул или ионов. Содержание
растворенного вещества (концентрация) может выражаться разными
способами. В химической практике наиболее употребительны:
Массовая доля (процентная концентрация) – число единиц
массы растворенного вещества в 100
Мольная доля – отношение числа молей растворенного вещества (или растворителя) к общему числу молей всех веществ, составляющих раствор. В случае раствора одного вещества в другом
мольная доля растворенного вещества:
x
= n2/(n1 + n2),
2
единицах массы раствора.
33
Лабораторный практикум
где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного вещества соответственно.
Молярность (М) – число молей растворенного вещества в 1000 мл
раствора.
Моляльность (m) – число молей растворенного вещества, приходя-
щееся на 1000 г растворителя.
Нормальность (N или н.) – число грамм-эквивалентов растворенного
вещества в 1000 мл раствора.
Для пересчета одного вида концентрации в любой другой в
конкретных случаях надо знать молярную массу или граммэквивалент растворенного вещества и растворителя, а также плотность раствора.
Определение концентрации раствора титрованием. Среди
многочисленных методов определения концентрации растворов самым простым и достаточно точным является метод титрования. Он
основан на измерении объема раствора реактива точно известной
концентрации, израсходованного на реакцию
с данным количеством
определяемого вещества.
Прибавление к анализируемому раствору А раствора реактива
В известной концентрации продолжают до завершения реакции, т.е.
до достижения эквивалентной точки. Наоборот, можно к точному количеству раствора реактива В известной концентрации прибавлять
анализируемый раствор А до завершения реакции.
В эквивалентной точке справедливо соотношение, вытекаю-
из закона эквивалентов:
щее
⋅ VA = NB ⋅ VB,
N
A
где N
и NB – нормальности растворов А и В, VA и VB – объемы рас-
A
творов А и В. Из этого соотношения и определяют неизвестную концентрацию N
или NB.
А
Измерение электропроводности раствора. Из курса физики
известно, что сопротивление проводника можно рассчитать из соот-
ношения R = ρ ⋅ /S, где – длина, S – поперечное сечение проводника, ρ – его удельное сопротивление. Величина, обратная ρ, называется
удельной электропроводностью æ.
34
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
Для характеристики раствора электролита большое значение
имеет так называемая молярная электропроводность λ, зависящая от
концентрации раствора λ = æV. Здесь V – разведение, или объем раствора, выраженный в см
тролита, т. е. V = 10
3
и содержащий 1 моль растворенного элек-
3
/С, где С – молярная концентрация, или моляр-
ность раствора, моль/л. Тогда молярная электропроводность
3
λ =10
æ /С.
Молярная электропроводность возрастает с разбавлением раствора и достигает предельного значения λ
в бесконечно разбавлен-
∞
ном растворе. Со степенью диссоциации она связана соотношением
λ = αλ
. Зная степень диссоциации, можно определить константу дис-
∞
социации слабого электролита по закону разбавления Оствальда:
2
α
K = C
/(1 – α).
Для электролитов, чья степень диссоциации не превышает
1 %, знаменатель в последней формуле допустимо принять равным
единице.
3. Приборы и реактивы
В работе используют штатив с бюреткой вместимостью 50 мл,
колбу мерную вместимостью 250 мл, пипетки вместимостью 15, 20,
25 мл, колбы конические вместимостью 200 мл, мерный цилиндр вместимостью 100 мл, стеклянную воронку, часовое стекло или плотную
бумагу, резиновую грушу, прибор для определения электропроводности ОХ-6, гальванометр МП-154, техно-химические весы. Реактивами служат: фенолфталеин в качестве
слота (порошок), титрованный раствор гидроксида натрия, вода дистиллированная.
индикатора, аскорбиновая ки-
35
Лабораторный практикум
4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Приготовление раствора кислоты
4.1. Получите у преподавателя задание на приготовление раствора
определенного количества аскорбиновой кислоты (в пределах
0,6...1,5 г).
4.2. Взвесьте на техно-химических весах заданное количество кисло-
ты, используя для этой цели предварительно взвешенное часовое
стекло или плотную бумагу.
4.3. Всыпьте навеску через сухую воронку в мерную колбу и, не вы-
нимая воронку
дистиллированной воды. Хорошо взболтайте содержимое колбы,
пока кислота не растворится, после чего с помощью пипетки долейте дистиллированной водой до риски на шейке колбы. Закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор.
Титрование
4.4. В три конические колбы отмерьте пипеткой, используя резино-
вую грушу, раствор щелочи известной концентрации. Во избежание несчастных случаев запрещается засасывать раствор в пипетку ртом!
4.5. Промойте бюретку приготовленным раствором кислоты и запол-
ните ее этим раствором, снимите воронку и установите уровень
раствора на нулевое деление по нижнему
бюретки должен быть заполнен раствором.
4.6. В одну из колб со щелочью добавьте 2...3 капли индикатора фе-
нолфталеина и прибавляйте из бюретки небольшими порциями
(по 0,5 мл) кислоту до изменения окраски индикатора. Раствор в
колбе во время опыта следует все время перемешивать легким
круговым движением колбы. Как только фенолфталеин
свою окраску, прекратите добавление кислоты и произведите от-
из колбы, ополосните ее небольшим количеством
краю мениска. Кончик
изменит
36
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
счет объема израсходованной кислоты с точностью до десятых
долей миллилитра.
4.7. Повторите титрование более точно не менее двух раз! Последние
порции кислоты (0,5...0,7 мл) прибавляйте по каплям. Резкое изменение окраски индикатора от одной капли кислоты является
показателем конца реакции.
4.8. Определите объем израсходованной кислоты. Перед каждым тит-
рованием уровень кислоты в
бюретке доводите до нулевого деле-
ния.
Определение электропроводности раствора аскорбиновой
кислоты
4.9. После определения концентрации раствора аскорбиновой кисло-
ты отмерьте мерным цилиндром 100 мл этого раствора, залейте в
сосудик прибора ОХ-6 и измерьте сопротивление раствора.
4.10. Показания гальванометра переведите в удельную электропро-
-1
водность (Ом
⋅ см-1) с помощью калибровочного графика или
соответствующей формулы.
Используемые в данной работе растворы щелочи и кислоты
сильно разбавленные и опасности не представляют.
Все подготовительные операции при измерении электропроводности на приборе ОХ-6 проводить при выключенном приборе!
5. Обработка результатов эксперимента
5.1. По данным двух титрований, не отличающихся между собой
больше, чем на 0,1...0,2 мл, возьмите среднее значение израсходованного объема раствора кислоты V
ность раствора кислоты N
где N
– нормальность раствора щелочи, Vщ – объем раствора щелочи.
щ
по формуле Nк = Nщ ⋅ Vш/Vк.
к
5.2. Вычислите молярную электропроводность раствора кислоты:
3
λ = 10
æ/С Ом–1 ⋅ см2 ⋅ моль–1.
. Рассчитайте нормаль-
к
37
Лабораторный практикум
5.3. Исходя из того, что для аскорбиновой кислоты
–1
λ = 342 Ом
⋅ см ⋅ моль–1
рассчитайте степень и константу диссоциации по формулам
α = λ/λ
и К = Сα2.
∞
Результаты расчетов представьте по следующей форме:
С,
моль/л
Показания
гальваномет-
ра
Ом
æ,
–1
⋅ см–1
–1
⋅ см2 ⋅ моль–1
Ом
λ,
α
К
5.4. Сопоставьте полученное значение константы диссоциации аскорбиновой кислоты с ее табличным значением (см. Приложение 2).
6. Требования к отчету
Требования к структуре и общему содержанию отчёта см. в
лабораторной работе 1.
7. Контрольные вопросы
1. Какова молярность раствора трехосновной кислоты, если на титро-
вание 50 мл этого раствора израсходовано 120 мл 0,02 и, раствора
щелочи?
2. Сколько граммов хлорида алюминия требуется для приготовления
400 мл его 0,2 н. раствора?
3. Каковы молярность и нормальность 20 %-ного раствора H
плотностью 1,1 г/см
3
?
4. Каковы степень диссоциации, константа диссоциации и изотониче-
ский коэффициент Вант-Гоффа, если в 2 л раствора содержится 0,1
моля слабого бинарного электролита, из них 0,004 моля находится
в виде ионов.
3PO4
38
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
5. Какова степень диссоциации бинарного электролита, если температура затвердевания его децимоляльного раствора – 0,28 °С?
6. Какова степень диссоциации хлорида аммония, если раствор
1,07 г хлорида аммония в 200 г воды закипает при 100,09 °С?
39
Лабораторный практикум
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6
Определение рН раствора. Гидролиз солей
(2 часа)
1. Цель работы
Овладеть методикой определения водородного показателя рН
раствора с применением набора индикаторов. Ознакомиться с важнейшими разновидностями реакций гидролиза.
2. Теоретическое введение
Электролитическая диссоциация воды описывается уравнением
O ↔ Н+ + ОН-.
Н
2
Легко показать, что при определенной температуре произве-
дение концентраций водородных и гидроксильных ионов в любом
водном растворе есть величина постоянная. Ее называют ионным
произведением воды:
= [Н+] ⋅ [OН-].
К
H2O
Для комнатной температуры Кн
в воде концентрации ионов Н
+
и ОН- равны:
+
[Н
] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
2
о = 10
-14
. Отсюда следует, что
40
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]