Федеральное агентство по образованию

Тверской государственный технический университет

УЧЕБНО-ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО КУРСУ «ХИМИЯ»

Издание первое

Тверь 2009

УДК 546 (076.5) ББК 24.1 я 7

Учебно-лабораторный практикум по курсу «Химия» / Е.Н. Автономова, С.Л. Горцевич, В.И. Луцик, Е.В. Моргунова, А.Е. Соболев, Ю.В. Чурсанов; под ред. В.И. Луцика. 1-е издание. Тверь: ТГТУ, 2009. 112 с.

Дано краткое изложение теоретических основ разделов и приведены описания лабораторных работ по курсу «Химия» для студентов инженерных направлений и специальностей технического университета.

Рецензенты: кафедра неорганической и аналитической химии Тверского государственного университета (зав. кафедрой кандидат химических наук доцент Феофанова М.А.), доктор химических наук профессор Папулов Ю.Г. (Тверской государственный университет).

2

ВВЕДЕНИЕ

Настоящий практикум построен так, чтобы студент, используя только это издание, мог изучить теоретический раздел курса химии, необходимый для выполнения исследования, получить экспериментальные результаты, правильно их обработать и подготовиться к защите лабораторной работы. Каждая рассмотренная в нем тема имеет достаточно информативное теоретическое описание и обоснование экспериментальной части работы, подробное изложение методики выполнения опытов, рекомендации по анализу и обсуждению результатов, а также контрольные вопросы для оценки знаний по изученной теме.

В учебно-лабораторном практикуме представлены 10 тем курса «Химия»: атомно-молекулярное учение; способы выражения состава растворов, приготовление раствора с заданной концентрацией растворенного вещества; закономерности химических процессов; поверхностные явления, дисперсные системы; растворы неэлектролитов, определение молярной массы растворенного вещества методом криоскопии; диссоциация электролитов; окислительно-восстановительные реакции; электрохимические процессы; химические свойства s-, p- и d-элементов.

Практикум предназначен для студентов инженерных нехимических специальностей и направлений дневной и заочной форм обучения.

1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ

Атомно-молекулярное учение имеет особое значение для развития химии. В его основе лежит атомистика материалистов древней Греции Левкиппа (500 – 440 до н. э.), Демокрита (460 – 370 до н. э.), Эпикура (342

– 270 до н. э.). Они на основе логики и путем дискуссий разработали философское учение о дискретном строении материи.

Угнетение науки со стороны религии привело к тому, что важнейшие фундаментальные идеи атомистики не получили развития до середины второго тысячелетия. Возрождение атомистики началось с трудов французского философа Пьера Гассенди (1592–1655 гг.), собравшего воедино забытые концепции древнегреческих философов. Он их подробно изложил в своих трудах «О жизни, нравах и учении Эпикура» и «Свод философии Эпикура». В этот период Р. Бойль (1627–1691 гг.) установил фундаментальный закон, описывающий зависимость объема газа от его давления. Объяснить эту зависимость могла только атомистика: если газ имеет дискретное строение, то легкость его сжатия обусловлена сближением атомов в результате уменьшения свободного пространства между ними (в то время молекулярное строение газов не было установлено). Первое применение атомистики для количественной оценки наблюдаемых явлений природы привело к важным выводам:

3

превратившись из философской гипотезы в научную концепцию, атомистика становится мощным инструментом, позволяющим давать единственно правильную трактовку разнообразным явлениям природы;

для скорейшего превращения атомистики из философской гипотезы в научную концепцию необходимо искать доказательства существования атомов, исследуя газы.

Однако пройдет еще около 100 лет, прежде чем химики займутся исследованием газов. Именно тогда последует серия открытий простых веществ: водорода, кислорода, азота, хлора. Несколько позже исследования поведения газов приведут к установлению законов, которые принято называть основными законами химии. Они и позволили сформулировать важнейшие положения атомно-молекулярного учения.

Основные количественные законы

Закон сохранения массы вещества

Важнейшее значение для химии имело установление М.В. Ломоносовым закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего закона естествознания – закона сохранения материи. В письме к Д. Эйлеру (1748 г.) он говорил: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте... Сей всеобщий закон простирается и в самые правила движения» [7]. Это положение Ломоносов подтвердил экспериментально в 1756 г., повторив опыты Р. Бойля по прокаливанию металлов в запаянных стеклянных ретортах. Он показал, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остается без изменений. При нагревании же металла в открытой реторте масса увеличивается за счет его соединения с воздухом, проникающим в сосуд.

Аналогичные эксперименты проделал в 1777 г. А. Лавуазье, который после открытия в 1774 г. Д. Пристли кислорода уже знал качественный и количественный состав воздуха.

1.1.2. Закон постоянства состава

Пруст в 1801 г. установил, что каждое химическое соединение независимо от способа получения имеет постоянный состав. Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из реакций, представленных уравнениями:

С + О2 = СО2; 2СО + О2 = 2СО2; СаСО3 = СО2 + СаО.

Утверждение, обратное закону о постоянстве состава веществ: каждому определенному составу отвечает только одно химическое соедине-

4

ние, – неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав С2Н6О, но отличаются друг от друга структурой молекул, т. е. порядком соединения в них атомов (изомеры):

СН3 – О – СН3 СН3 – СН2 – ОН

Закон постоянства состава строго справедлив лишь для веществ с молекулярной структурой. Позже стало известно о существовании химических соединений переменного состава (так называемых нестехиометрических соединениях), например TiO1,9-2,0.

1.1.3. Закон эквивалентов

В. Рихтер (1792–1794 гг.) установил, что химические элементы соединяются друг с другом, а вещества реагируют в эквивалентных количествах.

В современной химической литературе под эквивалентом подразумевают реальную частицу или ее условную долю, которая в кислотноосновных реакциях соответствует одному иону Н+ (или другому однозарядному иону), а в окислительно-восстановительных – одному электрону.

1.1.4. Закон кратных отношений

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа

(Д. Дальтон, 1803 г.). Закон кратных отношений представляет собой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на последовательном анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии друг с другом двух любых химических элементов. Данные табл. 1.1 иллюстрируют этот закон.

В дальнейшем Д. Дальтон (1776–1844 гг.), используя открытый им закон кратных отношений, а также законы эквивалентов и постоянства состава, создал новую версию атомистической теории, основанную на количественных соотношениях, возникающих при взаимодействии между химическими элементами.

Доказательство постоянства состава для самых разнообразных химических соединений является свидетельством в пользу дискретного строе-

5

ния материи. Справедливость же закона постоянства состава для любого ряда соединений, образующихся при взаимодействии пары химических элементов, возможна лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы. Естественно, что и основные законы химии справедливы лишь при условии, что материя действительно состоит из мельчайших неделимых частиц.

Выдвигая новую версию атомистической теории, опирающуюся на основные химические законы, Д. Дальтон сохранил предложенное древнегреческими философами-атомистами название для мельчайших неделимых частиц материи – атом. Использование закона постоянства состава и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную – массу атома водорода. Так, атом Дальтона, обладающий конкретным материальным свойством – атомной массой, из отвлеченной модели превратился в конкретное химическое понятие. С введением в химию понятия «атомная масса» наука переходит на более высокую ступень своего развития.

Вместе с тем атомистика Дальтона еще не свободна от недостатков: в ней нет понятия «молекула», а существуют только «сложные атомы».

1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее: 1) исследуемые газы состоят не из атомов, а из молекул; 2) в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г., вошло в химию как закон Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени – Д. Дальтон и Й. Берцелиус – отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов.

Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.), когда То = 273 К, Ро = 1 атм = 101,325 кПа), занимает объем 22,4 дм3. Это значение применяется в отечественной литературе до настоящего времени. Однако, по рекомендации ИЮПАК, с 1982 г. стандартными считаются давление 105 Па и температура 273 К, тогда VMо = 22, 7 дм3 /моль.

Неотъемлемой частью атомно-молекулярного учения являются законы состояния газов.

Закон Бойля-Мариотта: для фиксированного количества газа при постоянной температуре

6

закон Гей-Люссака, связывающий для фиксированного количества

объединенный газовый закон для фиксированного количества газа:

закон парциальных давлений Дальтона: давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме их парциальных давлений:

Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на основании обобщенного уравнения Клапейрона – Менделеева:

где Р – давление газа в замкнутой системе, Па; V – объем системы, м3; m – масса газа, кг; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная; М – молярная масса газа, кг/моль. Для 1 моля идеального газа PoVo/To = R, где R = 8,314 Дж/(моль · К) – работа расширения одного моля идеального газа, взятого при нормальных условиях, при нагревании его на один градус.

1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения

Великие русские химики XIX столетия внесли свой вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Прежде всего это теория химического строения А.М. Бутлерова (1858 г.) и периодический закон химических элементов Д.И. Менделеева (1869 г.).

Сущность теории Бутлерова заключалась в том, что химические свойства соединений определяются их строением, в том числе порядком связи атомов в молекулах.

Формулируя периодический закон, Д.И. Менделеев в качестве параметра для выявления закономерности свойств элементов и их соединений избрал атомный вес, поскольку строение самих атомов в тот период не было известно. Через 45 лет было доказано, что химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра, совпадающего с порядковым номером элемента. Таким образом, уровень понимания основных законов химии и положений атомно-молекулярного учения углубляется по мере развития экспериментальных и теоретических исследований в этой области.

7

1.1.7. Основные положения атомно-молекулярного учения

Сформулируем главные идеи атомно-молекулярного учения: все вещества состоят из атомов;

атомы каждого вида одинаковы, но отличаются от атомов любого другого вида;

при взаимодействии атомов образуются молекулы (из атомов одного вида образуются гомоядерные молекулы, из атомов разного вида – гетероядерные);

при физических явлениях молекулы сохраняются, а при химических

– разрушаются (в химических реакциях атомы, в отличие от молекул, сохраняются);

химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

Современная трактовка принципа дискретности (прерывности) материи иллюстрируется схемой, показывающей, что усложнение вещества происходит в направлении:

фундаментальные частицы → атом → молекула → ассоциат → агрегат

(атомы могут формировать ассоциаты, минуя молекулярную структуру).

Атом – наименьшая частица, являющаяся носителем свойств химического элемента. Атомы – нейтральные сложные микросистемы, состоящие из положительно заряженных ядер, окруженных электронами. Молекула – наименьшая частица соединения, обладающая его химическими свойствами. Многие соединения имеют не молекулярную, а атомную (например, металлы) или ионную структуру.

Массы атомов и молекул измеряют в относительных единицах –

атомных единицах массы (а.е.м.):

1 а.е.м. = 1/12 массы атома 12С = 1,66 ∙ 10–27 кг.

Для обозначения относительной массы атомов и молекул применяют индекс r (от английского слова relative – относительный): Ar(Fe) = 56;

Mr(HNO3) = 63.

На практике имеют дело не с отдельными атомами или молекулами, а с их молярными количествами.

Моль – количество вещества, содержащего столько структурных единиц (например, атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько атомов содержится в 12 г углерода 12С. Это количество называют числом Авогадро (NA = 6,02·1023 моль–1). Масса одного моля соединения численно равна массе его молекулы в а.е.м., но выражается в граммах: M(HNO3) = = 63 г/моль.

8

Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества:

где m – масса, г; n – количество вещества, моль; М – молярная масса, г/моль.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение моля опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит 6,022∙1023 атомов этого элемента. Число NA = 6,022∙1023 моль–1 носит название постоянной Авогадро и выведено на основании его закона.

1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных масс

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия (кислота проявляет основность, равную 2). С другой стороны, на взаимодействие с одной молекулой ортофосфорной кислоты расходуется два иона ОН– щелочи, следовательно, на взаимодействие с ½ молекулы кислоты потребуется один ион ОН–. Эквивалентом кислоты является ½Н3РО4, а эквивалентом щелочи – частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в табл. 2.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

9

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты равен ½, а для щелочи КОН – 1.

Между H3PO4 и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

Эквивалент как частица может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества пэ.

Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моля эквивалентов, г/моль. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О), МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка), МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН), МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Газообразные вещества, кроме молярной массы эквивалента, имеют молярный объем эквивалента (другой термин – эквивалентный объем, VЭ)

– объем, занимаемый молярной массой эквивалента, или объем одного моля эквивалентов (размерность – дм3/моль). При н.у. получаем

Эквивалентный объем водорода при н.у. равен Voэ(Н2) = 22,4/2 =

=11,2 дм3/моль (объем 1 г газа при н.у.), соответственно Voэ(О2) = 22,4/4 =

=5,6 дм3/моль.

Пример

Определить фактор эквивалентности и эквивалент для солей: а) ZnCl2; б) КНСО3; в) (MgOH)2SO4.

Решение

Согласно формулам, приведенным в табл. 1.2, а) ZnCl2 (средняя соль):

10

fЭ(ZnCl2) = ½, поэтому эквивалентом ZnCl2 является частица ½ZnCl2;

б) КНСО3 (кислая соль):

fэ = n(K)1× B(K) = n(HCO3 )1× B(HCO3 ) = 11× 1 = 11× 1 =1, fЭ(КНСО3) = 1, поэтому эквивалентом КНСО3 является частица КНСО3;

в) (MgOH)2SO4 (основная соль):

fЭ((MgOH)2SO4) = ½, поэтому эквивалентом этого соединения является ½(MgOH)2SO4.

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух прореагировавших веществ можно записать

где m1 и m2 – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г; Мэ1 и Мэ2 – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль; V1, V2 – объемы газообразных реагентов и (или) продуктов реакции,

дм3; Vmэ1, Vmэ2 – молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, дм3/моль.

1.3. Экспериментальная часть. Определение молярной массы эквивалента металла

В лабораторной работе проводится определение молярной массы эквивалента неизвестного металла по объему водорода, выделившегося в реакции с хлороводородной кислотой образца этого металла известной массы. Правила выполнения лабораторных работ даны в приложении 6.

Оборудование: эвдиометр (градуированный стеклянный сосуд для сбора газа); кристаллизатор; колба с газоотводной трубкой; штатив с лапкой и муфтой; весы и разновесы; барометр; термометр.

Реактивы: раствор хлороводородной кислоты (1:2); навеска исследуемого металла.

Таблица 1.2

11

12

Ход работы

Собрать установку, схема которой приведена на рис. 1.1.

В кристаллизатор налить примерно ½ объема воды (используется в качестве гидрозатвора).

Рис. 1.1. Установка для измерения объема выделившегося водорода: 1 – штатив; 2 – кристаллизатор с водой; 3 – эвдиометр;

4 – газоотводная трубка; 5 – навеска металла;

6 – колба с раствором кислоты

Набрать в стакан водопроводной воды и налить в эвдиометр. Закрыть его отверстие большим пальцем руки, опрокинуть и опустить открытый край эвдиометра в воду, налитую в кристаллизатор. Закрепить эвдиометр в штативе (фиксируйте, но не зажимайте сильно его лапку).

Подвести под эвдиометр газоотводную трубку. Если уровень мениска воды в эвдиометре находится выше шкалы, необходимо немного приподнять эвдиометр и пустить в него небольшой пузырь воздуха.

На технических весах определить массу выданного образца металла (от 100 до 200 мг). Полученное значение записать в лабораторный журнал.

Отмерить цилиндром и перелить в колбу 10-15 мл раствора хлороводородной кислоты HCl (1:2).

Взвешенный кусочек металла положить в горлышко колбы, повернутой горизонтально, чтобы растворение металла не началось до полной сборки системы.

Колбу закрыть пробкой с газоотводной трубкой, обеспечив герметичность системы улавливания газа.

Записать значение объема воды в эвдиометре до начала опыта.

13

Колбу поставить в вертикальное положение, чтобы металл упал в кислоту.

После завершения выделения водорода записать конечное значение объема.

1.3.1. Оформление лабораторного отчета и расчет результата

Зарисовать схему прибора.

Написать уравнение реакции между металлом (Al, Fe, Sn или Zn) и хлороводородной кислотой.

Записать экспериментальные данные по следующей форме: m – масса металла, г;

V1 – объем газа в эвдиометре до растворения металла, дм3; V2 – объем газа в эвдиометре после растворения металла, дм3;

Vоэ(Н2) = 11,2 дм3/моль – объем моля эквивалентов водорода (н.у.); Mэ(Н) = 1 г/моль – молярная масса эквивалента водорода;

t – температура в лаборатории, оС ; Т – температура в лаборатории, К; То – стандартная температура 273 К;

Ратм – атмосферное давление по барометру, мм рт. ст. (перевести в

кПа);

Ро – стандартное давление (760 мм рт. ст. = 101,325 кПа);

h1 – давление насыщенного водяного пара при температуре проведения опыта (взять из табл. 1.3, перевести в кПа);

h2 – давление столба воды в эвдиометре по окончании опыта. Величину h2 рассчитать по формуле

h2 = ρ(H2O) ·g ·h(H2O),

где ρ(H2O) = 1000 кг/м3 – плотность воды; g = 9,81 м/с2 – ускорение свободного падения; h(H2O) – высота столба воды в эвдиометре, м.

14

Расчет молярной массы эквивалента металла

Привести объем выделившегося водорода к нормальным условиям по уравнению (1.3)

Парциальное давление водорода в эвдиометре P = Ратм – h1 – h2; объем выделившегося водорода в условиях опыта V = V2 – V1.

Рассчитать массу выделившегося водорода, воспользовавшись след-

Рассчитать молярную массу эквивалента металла двумя способами: используя первый и третий вариант уравнения (1.10).

Расчет погрешности определения Мэ(Ме)

После расчета величины Мэ(Ме) узнать у преподавателя, какой металл использовали в опыте.

По данным периодической системы вычислить истинное значение Мэо(Ме), используя формулу для расчета fэ элемента (табл. 2).

Рассчитать относительную ошибку определения Мэ(Ме) по формуле

При относительной ошибке, превышающей 5%, в выводах указать предположительную причину значительного отклонения результата от истинного значения.

1.4.Контрольные вопросы

1.Чьи идеи лежат в основе атомно-молекулярного учения? В чем их суть? Что является основным принципом атомно-молекулярного учения?

2.Назовите основные положения атомно-молекулярного учения.

3.Перечислите основные количественные законы химии.

4.Сформулируйте закон эквивалентов, закон кратных отношений.

5.Что такое эквивалент, фактор эквивалентности?

6.Как рассчитать молярную массу эквивалентов оксида, кислоты, гидроксида металла, соли (нормальной, основной и кислой)?

7.Сформулируйте закон Авогадро.

8.Какое следствие из закона Авогадро используют в расчете результата данной работы?

15