Лабораторная работа 4.3. Определение концентрации раствора кислоты титрованием
Цель работы: определить концентрацию кислоты методом титрования.
Реактивы: дистиллированная вода, растворы соляной кислоты HCl (или HNO3) и гидроксида натрия NaOH (или KOH) концентрации 0,1моль/л, растворы фенолфталеина (спиртовый раствор) или метилового оранжевого.
Оборудование: конические колбы вместимостью 50–100 мл, пипетки вместимостью 10 мл, бюретки вместимостью 25 мл, стаканы вместимостью 50–100 мл, капельницы для индикаторов, стеклянные палочки, фильтровальная бумага.
Методика работы
Для работы необходимо иметь раствор гидроксида натрия NaOH концентрации 0,1 моль/л.
Как в работе 4.2. подготовьте бюретку, заполненную раствором щелочи. Наберите пипеткой 10 мл раствора кислоты и вылейте в коническую колбу вместимостью 100 мл; туда же введите 2-3 капли индикатора фенолфталеина. Колбу поставьте на белую бумагу под бюретку.
Приступите к титрованию: раствор щелочи из бюретки спускайте небольшими порциями, примерно по 0,2 мл, в раствор кислоты, который непрерывно перемешивайте.
Область раствора, в которую попадает щелочь, окрашивается в розовый цвет, исчезающий при взбалтывании. Когда розовый цвет в растворе начнет исчезать медленно, начните спускать раствор кислоты по 0,1 мл и так продолжайте до тех пор, пока раствор в колбе от одной капли не появится слабая, но достаточно устойчивая окраска раствора. На этом титрование заканчивается.
Определите по делениям бюретки объем раствора щелочи, израсходованный на нейтрализацию кислоты.
Титрование повторяют еще два раза, начиная каждый раз с нулевого деления бюретки.
Взятый объем кислоты и полученные значения объема щелочи записывают в табл. 4.3.
Таблица 4.3
Результаты эксперимента и расчета
|
Объем взятого раствора HCl, мл |
Объем израсходованного раствора NaOH, мл, в измерении |
Концентрация раствора HCl, моль/л | |||
|
1 |
2 |
3 |
ср. |
| |
|
|
|
|
|
|
|
Рассчитывают содержание соляной кислоты по формуле (4.1), значение записывают в табл. 4.3. Делают вывод.
Вопросы для самостоятельной подготовки и контроля
1. Что такое титрование? Как выполняется эта операция?
2. Какой раствор называется стандартным?
3. Что такое точка эквивалентности и как она фиксируется?
4. Почему в точке эквивалентности происходит резкое изменение окраски индикатора?
5. Для чего при титровании раствора применяются индикаторы?
6. Что такое область перехода индикатора?
7. В какой среде изменяют окраску метиловый оранжевый и фенолфталеин?
8. В каких объемных отношениях реагируют растворы одинаковой и различной молярной концентрации?
Тема 5. Химическая кинетика и равновесие Основные определения и термины
Химические реакции протекают с различными скоростями. Например, реакция нейтрализации практически протекает мгновенно, в то время как взаимодействие водорода с кислородом при комнатной температуре и в отсутствие катализатора протекает чрезвычайно медленно. Учение о скоростях химических реакций называют химической кинетикой.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации в единицу времени. Вследствие того, что концентрация исходных веществ непрерывно изменяется, скорость реакции выражают производной от концентрации по времени
,
поэтому единицей скорости реакции является моль/с.
Молекулярностью реакции называется число молекул (частиц), участвующих в элементарном акте химической реакции. По этому признаку все реакции делятся:
1) на мономолекулярные (реакции разложения, изомеризации);
2) бимолекулярные (реакции омыления, этерификации и др.);
3) тримолекулярные (каталитическое омыление эфиров и др.).
Вероятность одновременного столкновения нескольких молекул определенного вида ничтожно мала; поэтому трехмолекулярные реакции немногочисленны.
В общем виде химическую реакцию можно записать следующим образом:
аА + bB cC + dD.
Для такой схемы математическая запись скорости химической реакции выражается соотношением
υ= –dCA /dt или υ = –dCB /dt (по исходным убывающим веществам) либо υ = dCC /dt или υ = dCD /dt (по продуктам реакции).
Для этой реакции в соответствии с основным постулатом химической кинетики
υ= k CAаCB b, (5.1)
где CA и CB – концентрации реагирующих веществ, моль/л; a и b – стехиометрические коэффициенты веществ А и B; k – константа скорости химической реакции.
Как видно в уравнении (5.1), k =υ, если CA= CB = 1 моль/л. Отсюда следует, что константа скорости численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Численные значения коэффициентов a и b в уравнении реакции определяют порядок реакции по данному веществу, а их сумма – общий порядок реакции.
Порядок реакции может принимать любое положительное (включая 0 и дробные числа) значение. Он определяет вид кинетического уравнения, позволяющего рассчитать константу скорости химической реакции для реакций
0 порядка: k = (C0-Ct)/t; (5.2)
I порядка: k = (2,3/t)lg(C0/Ct); (5.3)
II порядка: k = (1/t)(1/Ct-1/C0); (5.4)
III порядка: k = (1/2t)(1/Ct2-1/C02) (5.5)
где C0 – начальная концентрация вещества А, моль/л; Ct – текущая концентрация вещества А, моль/л; t – время, прошедшее от начала реакции до момента t, с.
Порядок реакции определяют, используя опытные данные изменения концентрации реагирующих веществ со временем.
К сложным реакциям относятся обратимые, последовательные, параллельные и некоторые другие реакции.
Обратимыми называются такие реакции, в которых наряду с протеканием прямой реакции образования продуктов протекает обратная реакция синтеза исходных веществ:
A + B ↔ C + D.
Параллельными называются реакции, в которых из исходного вещества разными путями, с разной скоростью и константой скорости образуются два и более продукта:
.
Последовательными называются реакции, сопровождающиеся образованием и превращением промежуточных веществ:
A→B→C.
Обратимые реакции характеризуются константой равновесия K, которая определяется из соотношения
K = k1/k2., (5.6)
где k1 и k2 – константы скоростей прямой и обратной реакций.
Константа равновесия может принимать любое положительное значение. Она зависит от ряда факторов (температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и др.) и определяется принципом подвижного равновесия Ле Шателье – Брауна. Согласно этому принципу при любом изменении внешнего параметра, определяющего состояние системы, равновесие системы смещается в сторону, ослабляющую влияние воздействия этого параметра. Так, если реакция идет с выделением теплоты, то повышение температуры сместит равновесие в сторону образования исходных веществ, а охлаждение – в сторону образования продуктов реакции.
Если реакция идет с увеличением количества вещества газообразных продуктов, то более полному протеканию реакции в прямом направлении будет способствовать понижение давления, а в обратном – повышение.
В подавляющем большинстве случаев скорость и константа скорости реакции зависят от температуры. Как правило, при повышении температуры скорость растет. Эта зависимость приближенно выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа, согласно которому скорость большинства химических реакций при увеличении температуры на каждые 10 градусов (в пределах температур до 100 С) возрастает в два-четыре раза. Математически это записывается следующим образом:
kТ+10/kТ = =2 – 4, (5.7)
где kТ и kТ+10 – константы скоростей реакции при температурах Т и Т+10; – температурный коэффициент скорости реакции ( = 2 – 4). Пользуясь этим правилом, можно оценить изменение скорости реакции в небольшом интервале температур (0–100 С):
.
(5.8)
Более точно зависимость скорости реакции от температуры определяется уравнением Аррениуса:
,
(5.9)
где R – универсальная газовая постоянная, Дж(моль∙К); R = 8,314; Е – энергия активации процесса, Дж/моль.
Энергией активации химической реакции называется минимальная энергия, которой должны обладать реагирующие молекулы для преодоления сил взаимного отталкивания при столкновении.