ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

согласуются между собой. Поэтому и конкретное число в стандарт не включено.

Как и 1 моль любого вещества, 1 моль газообразного содержит одинаковое количество структурных единиц (NA – число Авогадро) при нормальных условиях (давлении – 1 атм; 101,325 кПа, 760 мм рт. ст. и температуре – 0 ºС или 273 К) и занимает объем 22,4 л. Этот объем получил название мольный или молярный (VМ).

Определение молекулярных масс газов и паров можно проводить несколькими методами. Например, используя выражение

Мгаза = VМ (газа) ∙ ρгаза.

По относительной плотности газов, исходя из того, что массы равных объемов различных газов при одинаковых условиях соотносятся

Dотн. = m1/m2.

А из закона эквивалентов отношение m1/m2 равно отношению их эквивалентных масс (М1/М2), можно записать

Dотн. = М1/М2.

Откуда М1 = Dотн. ∙ М2. Используя приведенную формулу, молярную массу газа определяют относительно плотности по водороду или воздуху.

Мгаза = 2 ∙ D(водорода) или Мгаза = 29 ∙ D(воздуха).

Однако наиболее простым и широко применяемым в лабораторной практике является метод, основанный на использовании законов идеальных газов. Эти законы объединены в уравнение Клапейрона–Менделеева.

PV = ν∙R∙T = m R T ,

M

где Р – давление газа; V – объем газа; m – масса газа; М – молярная масса газа; Т – температура газа по абсолютной шкале (К); К – универсальная газовая постоянная, которая может иметь различные значения в различных единицах измерения. Например,

– при измерении давления в атмосферах, R = 0,0821 л∙атм/(моль∙К);

– при измерении давления в кПа, R = 8,314 Дж/(моль∙К);

– при измерении давления в мм рт. ст., R = 62,36 л∙мм рт. ст./(моль∙К). Решая уравнение Клапейрона–Менделеева относительно М, получим

М = m R T . P V

Следовательно, зная массу газа, его объем, температуру и давление, можно рассчитать молярную массу газа, которая численно будет равна его молекулярной массе.

31

Определение молекулярной массы газа этим методом, кроме ошибок, связанных с погрешностями в определении объема, температуры и давления, будет содержать еще и ошибку, связанную с тем, что уравнение, применяемое для идеальных газов, применяется в расчетах для реальных газов. Если исключить ошибки, связанные с экспериментом, то погрешность в определении молекулярной массы газа только за счет использования уравнения Клапейрона–Менделеева составит около 1 %. Поэтому для точных измерений молекулярных масс газов проводят их определение при нескольких давления. Полученные значения экстраполируют к Р = 0.

5.2 Экспериментальная часть

Углекислый газ (СО2), молекулярную массу которого необходимо определить, получают используя аппарат Киппа. Для очистки СО2 от примеси газообразного хлорида водорода (HCl) и газообразной воды полученный газ пропускают поочередно через склянки Тищенко, одна из которых заполнена водой, слабым раствором гидроксида натрия (NaOH) или раствором гидрокарбоната натрия (NaHCO3), а другая – концентрированной серной (сульфатной) кислотой (H2SO4). После прохождения через две очистки, углекислый газ собирают в сухом сосуде, который после заполнения газом закрывают пробкой.

На технохимических весах взвесьте с точностью до 0,01 г сухую колбу с пробкой, которую необходимо будет наполнять углекислым газом. Естественно, что при взвешивании такой колбы, она будет наполнена воздухом. Положение нижнего конца пробки, закрывающей горлышко колбы, необходимо отметить парафиновым карандашом. Обозначьте массу колбы с воздухом и пробкой как m1. Во взвешенную колбу пропускайте углекислый газ из аппарата Киппа в течение 7–8 мин. Закройте колбу пробкой до метки и взвесьте на тех же весах с той же точностью.

После первого взвешивания колбу снова подключите к аппарату Киппа и повторно наполните газом в течение 3–4 мин. Снова закройте пробкой и взвесьте. Повторные заполнения колбы газом проводите до тех пор, пока два последних взвешивания будут отличаться не более чем на 0,01 г. Отсутствие существенного различия в результатах взвешивания будет свидетельствовать о том, что колба полностью заполнена углекислым газом.

Массу колбы с пробкой и углекислым газом обозначьте как m2. Для проведения расчетов необходимо измерить температуру и величину атмосферного давления, при которых проводился опыт. Затем необходимо определить объем колбы, которую заполняли углекислым газом. Для этого в колбу налейте воду до отметки нижнего края пробки, после чего всю воду перелейте в мерный цилиндр. Объем воды измерьте с точностью до 1 мл.

32

Результаты всех измерений запишите в лабораторном журнале следующим образом:

–масса колбы с пробкой и воздухом, m1, г;

–масса колбы с пробкой и СО2, m2, г;

–объем колбы, V, мл;

–температура окружающей среды, t, ºC и Т, К;

–атмосферное давление, Р, мм рт. ст.

Обработку результатов измерений проведите следующим образом:

– с привлечением уравнения Клапейрона–Менделеева вычислите массу воздуха в колбе.

приняв молярную массу воздуха равную 29 г/моль;

– рассчитайте массу углекислого газа в колбе, которая будет равняться разности масс колбы с СО2 и колбы с воздухом плюс масса воздуха в колбе.

m СО2 = m2 – (m1 – mвозд.) = m2 – m1 + mвозд.;

– рассчитайте относительную плотность углекислого газа по воздуху.

Dвозд. = mСО2/ mвозд.;

–рассчитайте количество моль (ν) СО2 в колбе, используя уравнение Клапейрона–Менделеева.

ν= Р∙V/(R∙T);

–вычислите молекулярную массу углекислого газа с точностью до 0,01

а) с применением закона Авогадро (М1); б) по относительной плотности (М2);

в) по уравнению Клапейрона–Менделеева (М3);

–сравните полученные результаты определения молекулярной массы;

–вычислите относительную ошибку определения молекулярной массы углекислого газа каждым из методов.

Мтеор.

5.3Вопросы для самоконтроля

1.Какие величины характеризуют состояние газов? Назовите единицы измерения массы, объема, давления и температуры.

2.Что называется плотностью газа по воздуху? Как вычислить молекулярную массу вещества, зная плотность его паров по воздуху?

33

3.Как преобразуется формула для расчета молекулярной массы газа, если относительную плотность его определить по азоту или по диоксиду углерода?

4.Предложите способ определения молекулярной массы с помощью других газовых законов.

5.Почему диоксид углерода, который выходит из аппарата Киппа, промывают сначала раствором гидрокарбоната натрия, а потом серной кислотой?

6.Изобразите графики, иллюстрирующие законы Бойля–Мариотта, Гей-Люссака и Шарля. В каких координатах можно получить линейные зависимости?

7.Получите из уравнения Клапейрона–Менделеева молярный объем газа при нормальных условиях.

8.Вычислите значение R для различных единиц давления и объема.

9.Чем отличаются идеальные и реальные газы?

10.Докажите справедливость следствий закона Авогадро.

11.Почему газовые законы справедливы и для смеси газов?

12.О каких свойствах газов и газовых смесей говорится в законе Дальтона?

ТЕМА 6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНЫХ МАСС ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ

Цель работы: ознакомиться с экспериментальными методами установления эквивалентных масс простых и сложных веществ.

6.1 Теоретическая часть

В основу настоящей лабораторной работы положено экспериментальное подтверждение закона эквивалентов, установленного немецким ученым В. Рихтером в 1797 г., а позже, в 1803 г. уточненного Дж. Дальтоном. Этот закон устанавливает количественные соотношения веществ в химических реакциях. Эквивалентом простого вещества, вступившего в какую либо реакцию, принимают такое его количество (в молях или граммах), которое соединяется или вытесняет из соединений 1 весовую часть водорода или 8 весовых частей кислорода. Для практических целей чаще используется понятие молярной массы эквивалента или эквивалентной массы. Масса одного эквивалента простого или сложного вещества, выраженная в граммах, получила название его эквивалентной массы.

Согласно закону эквивалентов вещества вступают в реакцию друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

34

m1/m2 = Э1/Э2 или m1/V2 = Э1/VЭ2,

где m1 и m2 – массы вступивших в реакцию веществ, а Э1 и Э2 – соответственно их эквивалентные массы.

Эквивалентные массы для различных классов веществ определяются по-разному. Эквивалентные массы сложных веществ рассчитываются

Приведенные формулы расчета эквивалентных масс сложных веществ применяются только в том случае, если в процессе химических реакций эти вещества расходуются полностью. Эквивалентные массы сложных веществ рассчитываются с учетом их конкретного участия в реакции. Рассмотрим это на примере двух подобных реакций.

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

Впервой реакции оба реагента расходуются полностью. Следовательно, расчет их эквивалентных масс необходимо проводить по приведенным выше формулам. Исходя из расчетов, две эквивалентные массы серной кислоты взаимодействуют с двумя эквивалентными массами гидроксида натрия. Закон эквивалентов соблюдается. Во второй реакции полностью расходуется только гидроксид натрия. Причем расходуется только одна его эквивалентная масса. Согласно закону эквивалентов в реакции должна расходоваться только одна эквивалентная масса и серной кислоты. Таким образом, эквивалентная масса серной кислоты для второй реакции будет равна

Экисл. = Мкисл./1 = 98/1 = 98 (г/моль).

Вокислительно-восстановительных реакциях (ОВР) эквивалентные массы рассчитываются с учетом количества электронов, которые отдает

восстановитель, или количеством электронов, которые принимает окислитель. Например, перманганат-ион (MnO4–) в ОВР переходит в ион Mn2+. Следовательно, окислитель принимает 5 электронов, а эквивалентная масса перманганата калия при таком переходе рассчитывается из соотношения

Э соли = Мсоли /5.

Эквивалентные массы простых и сложных веществ можно устанавливать, используя несколько подходов:

– непосредственным измерением эквивалентной массы водорода или кислорода, соединяющихся с простым веществом;

35

–с учетом объема известного газа, образующегося за счет вытеснения его простым веществом;

–с учетом процентного содержания данного элемента в составе сложного вещества, если известны эквивалентные массы других составных частей рассматриваемого сложного вещества;

–путем электролиза раствора или расплава данного вещества с последующим расчетом, основанным на законе Фарадея.

6.2 Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение эквивалентной массы металла по объему выделившегося водорода. Таким методом можно определять эквивалентную массу металлов, способных активно взаимодействовать с кислотой с выделением водорода. В качестве таких металлов можно предложить использовать магний, алюминий, цинк, железо и некоторые другие.

Прибор для определения эквивалентной массы металла состоит из реакционного сосуда (двухколенная пробирка или пробирка Оствальда), бюретки, уравнительного сосуда и соединительных резиновых трубок. В одну половину двухколенной пробирки налейте немного кислоты, а навеску металла поместите в другое колено пробирки. Пробкой с отводной трубкой закройте двухколенную пробирку и присоедините ее к бюретке, с помощью которой можно будет измерить объем выделившегося водорода.

Уравнительный сосуд необходим для уравнивания атмосферного давления внутри пробирки в начале и в конце опыта. Это происходит в том случае, когда жидкости в бюретке и в уравнительном сосуде устанавливаются на одном уровне. Выделяющийся в процессе реакции водород будет содержать примеси водяных паров. Поэтому давления газов в системе представляют сумму парциальных давлений водорода и насыщенного водяного пара при температуре проведения опыта.

Ратм. = Р + Рводы.

В таблице 3 приведены данные о значениях давления насыщенного водяного пара при различных температурах.

Таблица 3 – Давления насыщенного водяного пара при различных температурах

36

Перед началом выполнения лабораторной работы, рассчитайте навеску металла, способную при взаимодействии с кислотой выделить такой объем водорода, который поместился бы в используемой в опыте бюретке.

Соберите прибор и проверьте его на герметичность. Для этого бюретку, заполненную водой, закрепите в штативе. В пробирку Оствальда поместите в разные колена раствор кислоты и рассчитанную и взвешенную навеску металла, закройте плотно пробкой и подсоедините к бюретке. Опускайте и поднимайте уравнительный сосуд. Если прибор герметичен, то уровень воды в бюретке не должен резко колебаться. При смещении уравнительного сосуда вверх–вниз установите уровень жидкости в бюретке на нуле.

Не нарушая герметичности, пробирку Оствальда наклоните так, чтобы раствор кислоты перелился в колено с навеской металла. После окончания реакции взаимодействия металла с кислотой пробирку Оствальда охладите в стакане с холодной водой. Измерьте объем выделившегося водорода. Полученные результаты опыта запишите следующим образом:

–навеска металла, m (Me), г;

–объем выделившегося водорода, V, мл;

–атмосферное давление во время проведения опыта, Ратм., Па;

–температура, t, ºC и Т, К;

–давление насыщенного водяного пара при температуре опыта,

Рводы, Па;

–парциальное давление водорода, Р = Ратм. – Рводы, Па;

–объем водорода при нормальных условиях, V0, мл;

–масса выделившегося водорода, m (Н2), г;

–эквивалентная масса металла, Э (Me), г/моль;

–ошибка определения эквивалентной массы металла.

По полученным экспериментальным данным рассчитайте эквивалентную массу металла, можно несколькими методами. Например, определите объем выделившегося водорода при нормальных условиях, воспользовавшись уравнением объединенного газового закона.

P V P0 V0 ,

T T0

где P, V, и Т условия опыта, а Р0, V0 и Т0 нормальные условия. Затем рассчитайте эквивалентную массу металла, используя основное уравнение закона эквивалентов.

m (Me) / V0 (H2) = Э (Me) / VЭ (H2),

где VЭ (H2) – эквивалентный объем водорода, равный 11,2 л/моль. Массу выделившегося водорода можно определить, используя ура-

внение Клапейрона–Менделеева.

37

Затем рассчитанную массу водорода используйте для расчета эквивалентной массы металла, воспользовавшись формулой закона эквивалентов.

m (Me) / m (Н2) = Э (Me) / Э (H2),

где m(Н2) и Э(H2) масса и эквивалентная масса водорода (эквивалентная масса водорода равна 1 г/моль), а m(Me) и Э(Me) – масса и эквивалентная масса исследуемого металла.

Опыт 2. Определение эквивалентной массы металла по кислороду.

Такие исследования можно проводить в двух различных направлениях: восстановлением оксида металла водородом и окислением металла кислородом до образования оксида установленного состава. Первый подход опаснее, так как для его проведения необходимо использовать водород. Как известно, водород с воздухом при определенных соотношениях образует взрывоопасную смесь – гремучий газ. Поэтому такие опыты проводят в случае крайней необходимости только вместе с лаборантом.

Рассмотрим второй вариант – определение эквивалентной массы металлов посредством его окисления на воздухе. Для проведения опыта необходимо использовать металлы, которые активно окисляются на воздухе при незначительном нагревании с образованием оксидов постоянного состава. Таким методом можно определить эквивалентную массу алюминия. Для этого в предварительно взвешенный тигель или лодочку необходимо поместить определенную массу алюминия. Тигель или лодочку с навеской алюминия помещают в разогретую до 450–500 ºС муфельную печь. С целью ускорения реакции окисления алюминия берут металл в виде мелкоизмельченного порошка. Реакцию окисления алюминия можно описать схемой

4Al + 3O2 = 2Al2O3.

После завершения процесса окисления тигель или лодочку с образовавшимся оксидом вынимают из муфельной печи, охлаждают до комнатной температуры и взвешивают. По разнице масс исходного металла и образовавшегося оксида определяют массу кислорода, вступившего в реакцию с алюминием. Расчет эквивалентной массы алюминия проводят по формуле

m1/m2 = Э1/Э2,

где m1 и Э1 – масса и эквивалентная масса кислорода (эквивалентная масса кислорода равна 8 г/моль), а m2 и Э2 – масса и эквивалентная масса исследуемого металла.

Опыт 3. Определение эквивалентной массы сложного вещества – карбоната кальция. Для определения эквивалентной массы карбоната кальция можно использовать его реакцию с соляной кислотой.

38

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 ↑ + H2O.

Реакцию проводят с избытком CaCO3. Взвешивают определенную массу карбоната кальция и вносят его в химический стакан. Зная точную концентрацию раствора соляной кислоты (HCl) рассчитывают ее объем для участия в реакции с учетом ее недостатка. Рассчитанный объем раствора кислоты приливают в стакан с твердым карбонатом кальция и следят за реакцией. Для ускорения протекания реакции химический стакан с реагентами можно подогреть до 70 ºС. Прекращение выделения пузырьков газа свидетельствует об окончании реакции. Количество непрореагировавшего CaCO3 определяют при помощи фильтрования на стеклянном фильтре с наименьшей пористостью. Перед фильтрованием стеклянный фильтр должен быть взвешен. Остаток карбоната кальция на фильтре тщательно промывают дистиллированной водой. Фильтр с осадком высушивают в сушильном шкафу при температуре 110 ºС.

По разности масс исходного реагента и полученного после высушивания устанавливают массу прореагировавшего CaCO3. Исходя из концентрации раствора соляной кислоты, а также ее объема, взятого для проведения опыты, рассчитывают массу HCl, находящуюся в использованном растворе. Дальнейший расчет эквивалентной массы карбоната кальция проводят по известной формуле

m1/m2 = Э1/Э2,

где m1 и Э1 – масса и эквивалентная масса хлорида водорода (которая численно равна молярной массе этого соединения), а m2 и Э2 – масса

иэквивалентная масса карбоната кальция.

6.3Вопросы для самоконтроля

1.Почему закон эквивалентов удобно использовать при решении расчетных задач?

2.Выведите формулы для вычисления молярной массы эквивалента оксида, основания, кислоты, соли. Приведите примеры.

3.Сформулируйте закон химических эквивалентов.

4.Что называется эквивалентом элемента и эквивалентом сложного вещества? Приведите примеры.

5.Как рассчитать эквиваленты веществ в химических реакциях? Приведите примеры.

6.Как рассчитать эквиваленты веществ в окислительно-восстанови- тельных реакциях?

39

ТЕМА 7. РАСТВОРИМОСТЬ

Цель работы: научиться определять предел растворимости солей при различных значениях температуры, объемные эффекты, сопровождающие процессы растворения, приготавливать пересыщенные растворы.

7.1 Теоретическая часть

Большое внимание к растворам вызвано тем, что они встречаются повсеместно. Наиболее широко распространены водные растворы, т. е. растворы, в которых вода является растворителем. Каждый из своего опыта и наблюдений знает, что разные вещества по-разному растворяются в воде. Исходя из количественных величин растворимости, все вещества условно разделяют на три группы:

–хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (более 10 г вещества в 100 г воды);

–малорастворимые, массы которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (менее 10 г вещества в 100 г воды);

–практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежительно мала массы растворителя (менее 0,001 г в 100 г воды).

Категории нерастворимых веществ нет, однако и способность веществ растворяться, т. е. переходить в раствор, также не беспредельна. Для каждого из твердых (жидких или газообразных) веществ существует свой предел растворимости.

Экспериментально предел растворимости легче всего установить для

твердых веществ при помощи простого опыта. При внесении в стакан, с измеренным объемом воды, некоторого количества исследуемого твердого вещества можно наблюдать два разных эффекта. В одном случае вещество оседает на дно стакана, и при длительном и тщательном перемешивании так и остается в виде осадка. Тогда можно утверждать, что при данной температуре получен насыщенный раствор. В другом случае, если вещество растворилось, то при данной температуре образуется ненасыщенный раствор. В такой раствор можно вносить следующие порции вещества до тех пор, пока вещество перестанет растворяться. В насыщенных растворах между веществом в осадке и веществом, пребывающем в растворенном виде, устанавливается состояние гетерогенного равновесия. Частицы растворенного вещества через поверхность раздела переходят из раствора в осадок (твердую фазу) и наоборот. Вследствие этого состав насыщенного раствора при постоянной температуре остается постоянным.

Масса вещества в насыщенном растворе при заданной температуре является количественной оценкой растворимости этого вещества. Очень

40