Лабораторна 2 Розчини Вступ до фаху

8

Розчини. Приготування і визначення концентрації розчину

Мета роботи

Навчитись готувати розчини заданої концентрації та визначати концентрацію розчину за допомогою ареометрів та титруванням.

Теоретична частина

Розчин — це однофазна система перемінного складу, що містить два або більше компонентів. Розчини — це гомогенні (однорідні) системи, тобто кожен з компонентів розподілений в масі іншого в вигляді молекул, атомів чи іонів.

Розчинник — компонент, агрегатний стан якого не змінюється при утворенні розчину. У випадку розчинів, утворених при змішуванні газу з газом, рідини з рідиною, твердої речовини з твердою, розчинником вважається той компонент, кількість якого в розчині переважає.

Розчинення — це перехід молекул речовини з однієї фази в іншу (розчин). Розчинення проходить в результаті взаємодії атомів (молекул) розчинника та розчиненої речовини. При розчиненні міжфазна поверхня розділу зникає, при цьому багато фізичних властивостей розчину (наприклад, густина, в’язкість, інколи — колір, та інші) змінюються.

Речовини, що беруть участь у процесі розчинення, характеризуються розчинністю—здатністю однієї речовини утворювати з іншими речовинами гомогенні суміші з дисперсним розподілом компонентів (розчини). Кількісно розчинність пари, рідини чи твердої речовини в рідкому розчиннику вимірюється концентрацією насиченого розчину при даній температурі. Насиченим розчином називається розчин, що знаходиться в рівновазі з надлишком розчиненої речовини. Для твердих і рідких речовин звичайно розчинність описується за допомогою коефіцієнта розчинності—максимальної кількості грамів компонента, що розчиняється при заданих умовах у 100 одиницях маси розчинника з утворенням насиченого розчину. Говорячи про розчинність речовини, потрібно завжди вказувати температуру. Розчинність як характеристика тієї чи іншої речовини наводиться для найбільш розповсюджених розчинників у спеціальних довідкових таблицях.

Чинники, що впливають на розчинність: природа речовини, яка розчиняється, і розчинника, температура, тиск. Відповідно до емпіричного правила «подібне розчиняється в подібному» тотожні за фізичними і хімічними властивостями речовини добре розчинні одна в одній.

Процес розчинення може проходити з поглинанням або виділенням тепла. Теплоту, що виділяється або поглинається при розчиненні, відносять до моля розчиненої речовини і вимірюють у Дж/моль. Розчинення газів найчастіше екзотермічний процес (АН < 0), але в органічних розчинниках вони іноді розчиняються з поглинанням тепла (АН > 0).

Розчинність пари в рідинах збільшується із збільшенням тиску і, в більшості випадків, з пониженням температури.

Більш складний процес розчинення рідини в рідині. Можна виділити кілька типів змішування рідин: а) необмежено розчинні одна в одній з утворенням гомогенного розчину (вода й етанол); б) частково розчинні (вода і діетиловий етер), при досить доброму розчиненні їхня взаємна розчинність досягає межі; в) практично не розчиняються (вода і ртуть). Абсолютно не розчинних одна в одній рідин немає. У більшості випадків з ростом температури взаємна розчинність рідин збільшується. Для рідин існує таке поняття, як критична температура розчинності — температура, при якій обидві рідини змішуються одна з одною в будь-яких співвідношеннях. Залежність взаємної розчинності рідин від тиску проявляється мало і стає помітною лише при значній зміні параметра тиску.

Розчинність твердих речовин в рідинах може змінюватися в широких межах. Звичайно вона зростає із збільшенням температури. Але є і винятки, коли розчинність із ростом температури знижується (натрію бутират).

За агрегатним станом розчини бувають: рідкі, тверді і газоподібні.

Важливою характеристикою будь-якого розчину є його склад. Він виражається концентрацією — відношенням кількісного вмісту компонента розчину до певної маси чи об'єму розчину або розчинника. Встановлення рівноваги між газом, рідиною чи твердим тілом у рідкому розчиннику досягається при концентрації насичення. Ця величина кількісно характеризує розчинність певної речовини при заданій температурі. Для приготування розчинів використовують кілька способів вираження концентрації розчиненої речовини: в одиницях маси, молях, еквівалентах.

Відповідно до призначення і вимог концентрація розчинів може виражатися з різною точністю. Розрізняють емпіричні, точні і приблизні розчини. Емпірична концентрація встановлюється для багатьох розчинів допоміжних речовин (специфічні реактиви, індикатори та ін.), і її значення наводиться у відповідних прописах. При виконанні препаративних, аналітичних і інших робіт розчини допоміжних реагентів (кислот, основ і інших речовин) готують приблизної концентрації, частіше для її вираження використовують відсоткову концентрацію за масою або об'ємом. Розчини з точною концентрацією (стандартні, робочі, титровані) частіше застосовуються в аналітичних дослідженнях. Їх концентрація виражається нормальністю, титром робочого розчину за аналізованою речовиною, а у фізико-хімічних дослідженнях — найчастіше молярністю.

Для приготування розчину необхідно знати різні способи вираження концентрації і вміти переходити від одного способу до іншого.

Масова частка — відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Масова частка вимірюється в частках від одиниці.

,

де:

m(х)— маса розчиненої речовини, г (кг);

m_р— загальна маса розчину, г (кг).

Звідси:

,

Відсоткова концентрація C_%(х) — кількість одиниць маси розчиненої речовини в 100 одиницях маси розчину.

Визначення інших величин, виходячи з основної формули:

.

Об’ємна частка— відношення об’єму розчиненої речовини до об’єму розчину. Об’ємна частка вимірюється в частках від одиниці.

υ = V(x)/V_p

де:

V(x)— об’єм розчиненої речовини, л;

V_р— загальна об’єм розчину, л.

Молярна концентрація (молярність) С(х) — кількість молів розчиненої речовини в 1 л розчину. Вимірюється відношенням кількості речовини ν(х), що міститься в розчині, до об’єму цього розчину V_р:

або .

Наприклад, С(х) = 1,0моль/л або 1,0 М (одномолярний розчин)

С(х) = 0,1моль/л або 0,1 М (децимолярний розчин)

С(х) = 0,01моль/л або 0,01 М (сантимолярный розчин)

С(х) = 0,001моль/л або 0,001 М (миллимолярный розчин)

С(х) = 2,0моль/л або 2,0 М (двомолярний розчин)

Визначення інших величин, виходячи з основної формули:

.

Еквівалентна концентрація (нормальна концентрація або нормальність) С_Н(х) чи N – Число еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину. Вимірюється відношенням кількості еквівалентів ν_екв(х), що міститься в розчині, до об’єму цього розчину V_р:

,

,

де:

z — число еквівалентності,

Е — еквівалентна маса розчиненої речовини, г/моль.

Наприклад: С_Н(х)=1,0 моль/л або 1,0н. (однонормальний розчин)

С_Н(х)=0,1 моль/л або 0,1н. (децинормальний розчин)

С_Н(х)= 0,01 моль/л або 0,1н. (сантинормальний розчин)

С_Н(х)= 0,001 моль/л або 0,001н. (мілінормальний розчин

Еквівалентом речовини називається така його кількість, яка в даній реакції рівноцінна (еквівалентна) 1 молю атомів водню. Нормальну концентрацію виражають в моль-екв/л. Нормальна концентрація може відрізнятися в залежності від реакції, в якій приймає участь речовина. Наприклад, одномолярний розчин H₂SO₄ буде однонормальним, якщо він використовується для реакції з лугом з утворенням гідросульфату KHSO₄, і двонормальним в реакції з утворенням K₂SO₄.

Молярна концентрація еквівалента завжди більше молярної концентрації в z раз.

С_Н(х) = z∙С(х)

Титр (Т) — маса (у г чи мг) речовини, що міститься в 1 мл розчину. Для аналітичних цілей використовують вираження концентрації через титр за аналізованою речовиною — масу (у г чи мг) аналізованої речовини, яка еквівалентна певній кількості реагенту, що міститься в 1 мл розчину.

.

Моляльна концентрація (моляльність) С_m(х)– вимірюється відношенням кількості речовини ν(х) до маси розчинника m_р-ну:

При переході від масових концентрацій (масова частка, відсоткова концентрація. моляльність) до об’ємних (всі інші) необхідно знати густину розчину.

Методи кількісного визначення складу розчину

Метод денсиметрії – Визначення густини розчину за допомогою ареометра. Ареометр – це прилад для вимірювання густини рідини. Ареометр представляє собою поплавець з дробом або ртуттю і вузьким відростком – трубкою, в якій знаходиться шкала з поділами. Шкала градуйована в одиницях густини (кг/м³ або г/мл). Коли ареометр занурений в рідину, то рівень її поверхні збігається з тою поділкою на шкалі, що показує густину цієї рідини. Знаючи густину розчину, можна в довідковій літературі знайти масову частку розчиненої речовини. Наприклад, для розчину хлориду натрію при 15 ˚C є такі дані:

Таблиця 1

густина, г/мл	1,00	1,0071	1,0144	1,0292	1,0441	1,0591	1,0742	1,0895	1,1049	1,1206	1,1364	1,1525	1,1689
Відсоткова концентра-ція, %	0	1	2	4	6	8	10	12	14	16	18	20	22

Титрування  Це метод кількісного хімічного аналізу, заснований на вимірюванні об'єму розчину з відомою концентрацією, витраченого на реакцію з розчином речовини невідомої концентрації, яку потрібно виміряти. Залежно від типу реакції, що лежить в основі процесу титрування. розрізняють кислотно-основне титрування, окислювально-відновне і т.д.

Для визначення концентрації кислоти застосовується кислотно-основне титрування розчином лугу. При цьому протікає реакція нейтралізації:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O,

до якої можна застосувати закон еквівалентів:

Якщо концентрація розчинів є еквівалентною концентрацією (N), то маса речовини (m) в об’ємі розчину (V) дорівнює:

m(NaOH) = N(NaOH) • M(NaOH) • V(NaOH),

m(HCl) = N(HCl) • M(HCl) • V(HCl),

для цієї реакції Е(NaOH)= M(NaOH), Е(HCl) = M(HCl),

і вираз закону еквівалентів приймає вигляд:

V (NaOH) • N (NaOH) = V (HCl) • N (HCl)

N (HCl) = V (NaOH) • N (NaOH) / V (HCl)

Таким чином, для визначення еквівалентної концентрації кислоти необхідно знати концентрацію лугу і об’єми розчинів кислоти і луги, що вступили в реакцію.

Фізико-хімічні методи: фотоколориметричний, спектрофотометричний, атомно-абсорбційний, рефрактометричний, поляриметричний, потенціометричний, хроматографічний, радіометричний. Детально методи визначення складу розчинів розглянуті в курсі аналітичної хімії.

Способи приготування розчинів

1. За точною наважкою вихідної речовини. Розраховують масу наважки речовини, необхідну для приготування розчину заданої концентрації в заданому об'ємі розчину. Масу наважки речовини, взяту на аналітичних вагах з точністю 0,0002 г, кількісно (повністю) переносять у мірну колбу заданої місткості, розчиняють у невеликому об'ємі води, доводять до мітки дистильованою водою.

2. Розведенням заздалегідь приготованого розчину з відомою концентрацією. Розраховують масу речовини в розведеному розчині, потім масу і об'єм концентрованого розчину, що містить дану масу речовини. Мірної піпеткою відбирають розрахований об’єм концентрованого розчину, переносять у мірну колбу і розбавляють дистильованою водою до необхідного об'єму.

3. З фіксаналу. Фіксанал - це герметично запаяна скляна ампула з точно взятою наважкою сухої речовини або точним об'ємом кислоти. У цьому випадку досягається найвища точність приготування. Але через високу вартість фіксаналів, розчини на їх основі готують в рідкісних випадках. Для цього вміст ампули кількісно переносять у мірну колбу заданого об'єму, розбиваючи ампулу об вкладений у лійку бойок, другим бойком розбивають верхнє заглиблення ампули, за допомогою промивалки через отвір ретельно промивають ампулу. Для промивання рекомендується не менше, ніж 6-кратний об'єм води (в порівнянні з місткістю ампули). Розчин доводять до мітки дистильованою водою і перемішують.

Експериментальна частина

1.Приготування розчину із заданою масовою часткою з наважки солі.

Прилади і реактиви: мірна колба на 50 мл , ареометр . Наважка солі.

 

Мета роботи: навчитися готувати розчин із заданою концентрацією з наважки солі. Оволодіти методикою денсиметрії.

завдання

1) приготувати розчин з наважки солі ;

2 ) виміряти густину приготованого розчину.

3) обчислити молярну , нормальну , моляльну концентрації отриманого розчину, а також його титр і мольну частку солі в розчині.

Вимоги техніки безпеки

При виконанні лабораторної роботи необхідно дотримуватися загальних правил техніки безпеки для хімічних лабораторій. З розчинами кислот і лугів поводитися обережно, при потраплянні їх на руки або одяг слід змити відразу ж великою кількістю води. Осколки скла прибирати або щіткою, або ганчірочкою або серветкою.

Порядок виконання експерименту

1. Отримати у викладача завдання на виконання досліду.

2. Розрахувати, скільки солі та води потрібно для приготування розчину заданої концентрації загальним об'ємом 50 мл. Використовувати значення густини знайдене по таблиці 1, ρ_теорет.

3. Необхідну кількість солі перенести в мірну колбу. Невеликими порціями вливати воду в колбу при постійному перемішуванні. Після розчинення солі довести розчин до мітки.

4. Отриманий розчин перелити в циліндр (на 50 мл) і ареометром виміряти його густину. Якщо показання ареометра не збігаються з табличними даними, то масову частку визначити методом інтерполяції. Метод інтерполяції полягає у визначенні проміжного, між табличними, значення шуканої величини.

Припустимо, що за допомогою ареометра визначено густину розчину хлориду натрію 1,081. За методом інтерполяції розрахунок проводять у наступному порядку.

1) По таблиці густин знаходять менше і більше значення масової частки NaCl і густини розчинів:

менше значення ω = 10%, менше значення густини = 1,0742 г / мл;

більшого значення ω = 12%, більше значення густини = 1,0895 г / мл.

2) Знаходять різницю між табличними значеннями густин і концентрацій:

1,0895 - 1,0742 = 0,0153 (г / мл),

10 - 12 = 2 (%).

3) Знаходять різниця між значенням густини, визначеної ареометром, і меншим табличним: 1,081-1,0742 = 0,0068 (г / мл).

4) Складають пропорцію і вирішують її:

2 (%) - 0,0153 (г / мл)

х - 0,0068 (г / мл)

х = 2 · 0,0068 / 0,0153 = 0,89 %

5) Знайдене число додають до меншого табличного значення масової частки і отримують масову частку NaCl в розчині з густиною 1, 081:

10 + 0,89 = 10,89 %.

Оформлення досліду в робочому зошиті

1) Назва досліду

2 ) Вихідні дані

3) Розрахунок маси солі

4 ) Значення густини приготованого розчину , ρ практ .

5 ) Розрахунок похибки експерименту .

(абсолютна похибка)

( відносна похибка )

3) Використовуючи величину густини розчину і відсоткову концентрацію(%), обчислити молярну, нормальну, моляльну концентрації отриманого розчину, а також його титр і мольну частку солі в розчині. Повинні бути приведені повні розрахунки: з назвами концентрацій, формулами для розрахунку концентрацій, значеннями, що використовуються для розрахунку величин та зазначенням одиниць виміру (розмірності) . Отримані результати подати у вигляді таблиці 2 .

Таблиця 2

Розчин				Концентрації
Маса солі, г	Маса води,г	ρтеорет., г/мл	, %	СМ, моль/л	N, моль/л	Т, г/мл	Сm, моль/кг	ω

7 ) Висновок:

2. Приготування розчину хлороводневої кислоти заданної концентрації з концентрованого розчину кислоти (35%), визначення точної концентрації розчину титруванням.

Прилади і реактиви: лійка, мірний циліндр, мірна колба на 50 мл, піпетка на 10 мл, бюретка, 3 конічні колби, розчин фенолфталеїну, 0,1 н розчин NaOH.

 

Мета роботи: навчитися готувати розчин із заданою концентрацією методом розведення. Оволодіти методом визначення концентрації титрування.

Вимоги техніки безпеки

Під час роботи з мінеральними кислотами слід дотримуватись правил техніки безпеки: використовувати гумові рукавички і захисні окуляри, доливати відміряну циліндром кислоту у воду тоненьким струменем при постійному помішуванні. Якщо додавати воду до кислоти, то сильний розігрів суміші може викликати розбризкування кислоти і призвести до опіків. При сильному розігріванні суміші процес переривають для охолодження. Кислоту, що потрапила на підлогу і столи, засипають піском, нейтралізують натрію або кальцію карбонатом. Кислоту на одязі змивають великою кількістю води, нейтралізуючи розчином амоніаку або натрію гідрокарбонату.

Розчиняючи у воді луги (калію і натрію гідроксиди), користуються захисними окулярами і гумовими рукавичками. Ці речовини викликають хімічні опіки, тому брати їх руками заборонено!

Завдання

1) Приготувати розчин хлороводневої кислоти заданої концентрації з концентрованого розчину кислоти (35%).

2) Визначити методом титрування точної концентрацію приготованого розчину.

Порядок виконання експерименту

1. Отримати у викладача завдання на виконання досліду.

2. Обчислити об’єм концентрованого розчину кислоти, необхідний для приготування 50 мл заданого розчину.

3. Мірним циліндром або мірною бюреткою відміряти необхідний об’єм конц. розчину HCl . Налити в мірну колбу близько половини необхідної води. Вилити кислоту у мірну колбу з водою. Двічі обполоснути циліндр дистильованою водою, злити воду в ту ж колбу.

4. Вміст колби долити до мітки водою. Коли рівень рідини буде нижче мітки на 0,5-1 см , додавати воду слід по краплях з крапельниці. Розбавлення можна вважати закінченим, коли нижній рівень меніска рідини торкнеться мітки на колбі.

5. Закрити колбу пробкою і перемішати розчин, багаторазово перевертаючи колбу. Приготований розчин використовувати для титрування.

6. У мірну бюретку, закріплену в штативі, налити розчин лугу з еквівалентною концентрацією 0,1 моль / л ( 0,1 н . ). Цей розчин називається робочим розчином.

7. У три конічні колби набрати за допомогою мірної піпетки по 10 мл розчину HCl, приготованому раніше, додати в кожну колбу по одній краплі індикатора фенолфталеїну.

8. З бюретки повільно (по краплях) додавати розчин лугу до розчину кислоти до зміни забарвлення індикатора. По закінченні титрування записати об’єм лугу, що пішов на титрування.

9. Дослід повторити ще два рази, кожного разу заздалегідь доливаючи розчин лугу в бюретку до нульової поділки.

10. Розрахувати середній об’єм лугу, що пішов на титрування, і еквівалентну концентрацію кислоти. Обчислити титр розчину.

11. Зіставити концентрацію приготованого розчину, знайдену методом титрування, із заданим значенням. Розрахувати похибку, допущену при приготуванні розчину, у висновку вказати причини похибки.

Оформлення досліду в робочому зошиті

1) Назва досліду

2 ) Вихідні дані

3) Розрахунок об’єму конц. кислоти

4 ) Результати титрування та розрахунок концентрації HCl.

5 ) Розрахунок похибки експерименту .

=N_практ- N_теорет(абсолютна похибка)

δ =  · 100%/ N_теорет ( відносна похибка )