Лабораторная работа № 11 Методы получения оксидов Опыт 1. Получение оксида олова (II)

Рассчитать количество исходной соли олова (II), например, ZnCl₂ ∙ 2H₂O_, которое потребуется для приготовления 7 г ZnO. Требуемое количество соли взвесить (в стакане) и растворить в небольшом количестве (20 мл) горячей концентрированной соляной кислоты (HCl). Полученный раствор перенести в стакан емкостью 200-250 мл. прилить к нему насыщенный раствор карбоната натрия (NaCO₃) до щелочной реакции. Выделившийся осадок (что это за соединение?) нагревать в маточном растворе в течение 1,5 час. Образовавшийся оксид отфильтровать. Промыть водой, высушить при температуре 110 ⁰С, взвесить. Рассчитать практический выход. Написать уравнение реакций. Дать характеристику полученного соединения.

Опыт 2. Получение оксида кобальта (II)

Взвесить 10 г нитрата кобальта (Co(NO₃)₂×6H₂O). Навеску поместить в фарфоровую чашку и нагреть на плитке. Что наблюдается? После удаления кристаллизационной воды, сухую смесь растереть в порошок (в ступке), перенести порошок в фарфоровый тигель с крышкой и прокалить в муфельной печи 2 час при 930 С. Охлаждение прокаленного соединения осуществлять на воздухе. Охлажденный оксид взвесить, рассчитать теоретический и практический выход. Написать уравнения реакции отдельных стадий разложения. Охарактеризовать полученное соединение.

Контрольные вопросы:

1. Разложением каких соединений можно получить оксиды?

2. Написать уравнения реакций разложения:

CaCO₃ →

KNO₃ →

Cu(NO₃) →

H₃BO₃ →

BaC₂O₄ →

Тема 12 Растворы. Приготовление растворов

Растворы  это гомогенные (состоящие из одной фазы) системы, содержащие несколько компонентов. Растворы бывают газообразные, жидкие и твердые. Среди соединений (компонентов), образовавших раствор, выделяют растворенные вещества и растворитель.

Растворителем принято считать компонент, агрегатное состояние которого соответствует агрегатному состоянию раствора. Как правило, это компонент, содержание которого в растворе выше содержания остальных, называемых растворенными веществами. Наибольшее практическое значение имеют жидкие растворы, в частности – водные растворы, в которых растворителем является вода.

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества является его содержание в насыщенном растворе. Состав раствора и содержание растворенного вещества (концентрация) выражаются различными способами.

1. Массовая доля компонента _i это отношение массы i-го компонента m_i к массе раствора m_i:

_i = m_i / m_i ,

_i  безразмерная величина, принимающая значения от 0 до 1 или от 0 до 100% (в последнем случае говорят о процентной концентрации по массе).

2. Молярная доля компонента Х_i  это отношение числа молей i-го компонента n_i к сумме молей n_i всех компонентов, образующих раствор, безразмерная величина:

Х_i = n_i / n_i .

3. Моляльная концентрация растворенного вещества, или моляльность, С_m  число молей растворенного вещества n, приходящихся на 1 кг растворителя, моль/кг:

С_m = n / m_s = ,

где m – масса растворенного вещества (г); М – молярная масса растворенного вещества (г/моль); m_s  масса растворителя (кг).

4. Молярная концентрация растворенного вещества, или молярность, С  число молей растворенного вещества n в 1 л раствора, моль/л, или, сокращенно, М:

С = n / V = ,

где V  объем раствора (л); m – масса растворенного вещества (г); М – молярная масса растворенного вещества (г/моль).

5. Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества, или нормальная концентрация, или нормальность, С_экв  число молей эквивалентов растворенного вещества n_экв в 1 л раствора, моль экв/л, или, сокращенно, н.:

С_экв= n_экв / V = = ,

где М_экв – молярная масса эквивалента растворенного вещества (г/моль экв); z_экв – число эквивалентности растворенного вещества; V  объем раствора (л); m – масса растворенного вещества (г); М – молярная масса растворенного вещества (г/моль).

6. Массовая концентрация С_масс – масса растворенного вещества m в 1 л раствора, г/л:

С_масс = m / V ,

где V  объем раствора (л).

7. Титр Т – масса растворенного вещества в 1 мл раствора, г/мл.

Т=С_масс/1000

Можно применять и другие способы выражения состава раствора.

Для приготовления раствора заданной концентрации взвешивают необходимые массы (отмеряют необходимые объемы) чистых компонентов раствора. В химических аналитических лабораториях используют концентрированные растворы известной концентрации: фиксаналы – растворы, помещенные в герметичные ампулы заводского производства, содержащие строго определенное (обычно 0.1 моль) количество химического соединения.

Установление состава раствора является одной из задач аналитической химии. Количественный анализ проводят физическими, химическими и физико-химическими методами. Одним из наиболее простых среди них является титриметрия.

Титриметрия – аналитический метод, основанный на измерении объема раствора реагента точно известной концентрации, взаимодействующего с определяемым веществом. Растворы реагентов известной концентрации, иcпользуемые в титриметрии, называют титрованными (стандартными) растворами, или титрантами.

Методика титрования: к раствору анализируемого вещества неизвестной концентрации (пробе) добавляют небольшими порциями раствор титранта до тех пор, пока не будет получен сигнал индикатора, свидетельствующий о прекращении реакции (достижении конечной точки титрования). Момент окончания титрования можно установить при помощи химической реакции или по изменению некоторого физического свойства. Часто используются органические красители, окраска которых изменяется по достижении конечной точки титрования.

Расчет концентрации исследуемого раствора, в соответствии с законом эквивалентов, проводят по формуле:

С_{экв 1}V₁ = С_{экв 2}V₂,

где С_{экв 1} и С_{экв 2} – молярные концентрации эквивалента пробы и титранта, соответственно, моль экв/л; V₁ – отмеренный объем пробы, л; V₂ – объем титранта, израсходованный на титрование, л.

При определении концентраций кислот и оснований используют метод кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации:

Н⁺ + ОН^  Н₂О.

В кислотной среде концентрация ионов водорода Н⁺ больше концентрации гидроксид-ионов ОН^, а в щелочной среде, наоборот, меньше. Для удобства характеристики среды используют понятие водородного показателя рН, численно равного отрицательному десятичному логарифму молярной концентрации ионов водорода в растворе:

рН = lg .

Поскольку в водных растворах произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов:

 = ,

называемое ионным произведением воды, – величина постоянная и при Т=298К =10^14, в нейтральной среде рН = 7, в кислотной рН  7, в щелочной рН  7

Истинная точка эквивалентности кислотно-основного титрования соответствует равенству молярных концентраций ионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^:

= .

Реакция нейтрализации не сопровождается видимыми изменениями, например, переменой окраски раствора. Поэтому для фиксирования точки эквивалентности используют органические красители, структура и окраска которых зависит от величины водородного показателя рН.