Лабораторная работа «Определение молярной массы эквивалентов вещества в реакциях обмена».

Цель работы: Определение молярной массы эквивалентов кислоты методом кондуктометрического титрования щелочью. Идентификация кислоты. Расчет ошибок (погрешности) определения молярной массы эквивалентов кислоты.

1.Теоретическая часть.

Химическим эквивалентом (Э(В)) (по рекомендациям ИЮПАК) называется условная или реальная частица, равная или в целое число раз меньшая соответствующей ей формульной единице:

где «В» – формульная единица вещества: реально существующая частица, такая как атом (Cu, Na, C), молекула (N₂, KOH, Al₂(SO₄)₃, CO₂), ионы (OH^-, SO₄^2-, Cu²⁺), радикалы (-NО₂, С₂Н₅-), условные молекулы кристаллических веществ и полимеров, любые другие частицы вещества.

- эквивалентное число, показывающее какое число эквивалентов вещества «В» условно содержится в данной формульной единице этого вещества.

= f_экв. - фактор эквивалентности.

Эквивалентное число Z всегда больше или равно 1 и является безразмерной величиной.

Таблица 1.1. Расчет эквивалентного числа Z вещества.

Частица	Эквивалентное число Z	Пример
Элемент	Z(Э) = В(Э), где В(Э) – валентность элемента	Z(S)H2SO4 = 6 Z(C)CO2 = 4
Простое вещество	Z(в-ва) = n(Э)∙В(Э), где n(Э) – число атомов элемента В(Э) – валентность элемента	Z(O2) = 2∙2=4 Z(Cl2) = 2∙1=2
Оксид	Z(Э2Ох) = n(Э)∙В(Э), где n(Э) – число атомов элемента В(Э) – валентность элемента	Z(Н2О) = 2∙1=2 Z(SО2) = 1∙4=4 Z(Al2О3) = 2∙3=6
Кислота	Z(к-ты) = n(Н+), где n(Н+) – число отданных в ходе реакции ионов Н+ (основность кислоты)	Z(Н2SО4) = 1 – основность равна 1 Z(Н2SО4) = 2 – основность равна 2
Основание	Z(осн-я) = n(ОН-), где n(ОН-) – число отданных в ходе реакции гидроксид ионов ОН- (кислотность основания)	Z(Са(ОН)2 = 1 – кислотность равна 1 Z(Са(ОН)2) =2 – кислотность равна 2
Соль	Z(соли) = n(Ме)∙В(Ме) = n(А)∙В(А), где n(Ме), В(Ме) – число атомов металла и его валентность n(А), В(А) – число кислотных остатков и их валентность	Z(Na2SО4) = 2∙1=1∙2=2 Z(Al2(CO3)3) = 2∙3=3∙2=6
Частица в ОВР	Z(частицы) = nе, где n е – число электронов, участвующих в процессе, на одну формульную единицу	SO42-+2H++ +2e→SO32-+H2O Z(SО42-)=2, Z(H+)=1 2Cl- - 2e→Cl2 Z(Cl-)=1, Z(Cl2)=2
Ион	Z(иона) = n, где n – заряд иона	Z(SО42-) = 2

Величины эквивалентного числа, а, следовательно, и эквивалента зависят от химической реакции, в которой участвует данное вещество.

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой М_э(В), молярным объемом V_э(В) и определенным количеством вещества n_э(В).

Количество вещества эквивалента (n_э) – величина, пропорциональная отношению числа эквивалентов вещества (N_э) к числу Авогадро (N_А), равному 6,02∙10²³ формульных единиц (ф.е.):

n_э = N_э/ N_А , [моль]

Молярной массой эквивалентов вещества (М_э(В)) называется масса одного моль эквивалентов вещества В, равная отношению массы вещества (m(В)) к количеству вещества эквивалентов (n_э(В)) :

М_э(В) = m(В)/ n_э(В); [г/моль] или [кг/моль]

Взаимосвязь между молярной массой вещества М(В) и молярной массой его эквивалентов М_э(В) выражается соотношением:

М_э(В) = М(В) / Z(В), т.е. молярная масса эквивалентов вещества всегда в Z раз меньше молярной массы этого вещества.

Молярным объемом эквивалентов газообразного вещества V_э(В) называется объем одного моль эквивалентов газообразного вещества, равный отношению объема данного газообразного вещества (V_газ) к количеству вещества эквивалентов газообразного вещества:

V_э(газа) = V_газ / n_э , [л/моль]

Закон эквивалентов (И.Рихтер 1792г.): количества вещества эквивалентов всех участвующих в реакции веществ равны .

Одним из методов определения концентрации раствора является метод кондуктометрического титрования. Кондуктометрическое титрование – метод определения точки эквивалентности по изменению величины электропроводности раствора. Суть метода заключается в том, что в точный объем анализируемого раствора добавляют титрант и определяют изменение электропроводности раствора. Электропроводность – способность вещества проводить электрический ток. Количественной мерой этой способности является удельная электропроводность κ (каппа):

κ =1/RS [1/(Ом∙м) = См/м (сименс/м)],

где R – электрическое сопротивление проводника (Ом), длина которого l (м) и площадь поперечного сечения S (м²). В химии чаще используют мСм·см^-1 (миллисименс/см).

В данной работе используется титрование сильной кислоты сильным основанием. В начале титрования электропроводность раствора высокая, т.к. сильная кислота практически полностью диссоциирована на ионы. Известно, что самой большой подвижностью обладают ионы Н⁺ и ОН^- . В процессе титрования сильной кислоты щелочью происходит замещение ионов водорода менее подвижными ионами натрия, при этом количество ионов Н⁺ падает за счет связывания с ионами гидроксила в мало диссоциированную воду Н⁺ + ОН^- = Н₂О. Следовательно, в процессе нейтрализации электропроводность раствора постепенно убывает, пока все ионы Н⁺ не будут замещены ионами Na⁺ , т.е. пока кислота не будет полностью нейтрализована. В этот момент электропроводность достигает минимального значения и данная точка называется точкой эквивалентности. При дальнейшем добавлении щелочи ионы ОН- перестают связываться, общее число ионов увеличивается и электропроводность начинает расти.

В точке эквивалентности выполняется закон эквивалентов с_э(А)∙V_р-ра(А) = с_э(В)∙V_р-ра(В). По результатам титрования, т.е. по найденному объему титранта V_р-ра(В) и его известной концентрации с_э(В) вычисляют молярную концентрацию эквивалентов исследуемого раствора кислоты с_э(А). Зная содержание растворенного вещества в растворе (например, его титр), можно найти молярную массу эквивалентов кислоты. Сравнивая, полученное из экспериментальных данных значение молярной массы эквивалентов кислоты с теоретически рассчитанными значениями, определяют, какая из трех кислот (HCl, H₂SO₄, HNO₃) участвовала в эксперименте.

Титр – один из способов выражения концентрации раствора. Титром называется масса (граммы) одного см³ (мл) раствора: Т = m/V г/мл.

1. Экспериментальная часть