Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета (стр. 3 из 16)
6) Вычислить ошибки.
Задание 3. Приготовить раствор с заданной концентрацией из растворителя (воды) и растворяемого вещества (сухого).
Ход работы:
1. Рассчитать необходимую массу растворяемого вещества по формуле:
w =
m(в − ва) ⋅100% m(р − ра)m (в-ва) = ω . m (р-ра) . 100%.
2. Рассчитать необходимый объем воды.
Массу воды определяем по формуле: m (Н20) = m (р-ра) - m (в-ва). Т.к. плотность раствора воды равна 1 г/мл, V(H2О) == m (Н20)/1.
3. На технических весах взвесить массу растворяемого вещества, навеску перенести в химический стакан на 500 мл. Мерным цилиндром отмерить нужный объем воды. В химический стакан к растворяемому веществу прилить отмеренный объем воды и перемешать до полного растворения.
4. Определить процентную концентрацию полученного раствора с помощью ареометра и графика зависимости плотности раствора от его концентрации.
Задания:
1. Сколько граммов соли и воды содержится в 800г 12%-ного раствора KCl .
2. К 500г 20%-ного раствора HCl прилили 200г H2O. Определить концентрацию нового раствора.
3. Из 800г 8%-ного раствора K2SO4 выпарили 300г воды. Определить концентрацию нового раствора.
4. В сельском хозяйстве для борьбы с вредителями часто используют раствор медного купороса CuSO4 *5H2O. Сколько кг медного купороса CuSO4 *5H2O и воды надо взять для приготовления 200кг
5%-ного раствора?
5. Определить молярную, нормальную (эквивалентную) концентрации 47,7%-ного раствора ортофосфорной кислоты H3PO4, ρ = 1,315г/мл.
6. Смешали 10мл 10%-ного раствора HNO3 (ρ = 1,056) и 100мл 30%-ного раствора HNO3 (ρ = 1,184). Вычислить концентрацию полученного раствора.
7. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия
(ρ = 1,105г/см) требуется для приготовления 5л 2%-ного раствора (ρ = 1,02г/см)?
8. На нейтрализацию 31мл 0,16н раствора щелочи требуется 217мл раствора H2SO4 . Чему равна нормальность раствора H2SO4?
9. Какой объем 0,3н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32г NaOH в 40мл?
10. На нейтрализацию 1л раствора, содержащего 1,4г KOH, требуется 50см раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты.
Лабораторная работа № 2.
Тема: ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Контрольные вопросы:
1. Что называется электролитической диссоциацией?
2. Что показывают степень диссоциации и константа диссоциации?
З. Что такое сильные и слабые электролиты? Приведите примеры.
4. Что называется ионным произведением воды?
5. Что такое водородный показатель? И по какой формуле его можно рассчитать?
6. Дайте определение кислотам, солям и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации.
7. Что называется гидролизом соли?
8. Какие факторы оказывают влияние на степень гидролиза?
9. Какие соли подвергаются гидролизу? Какова реакция среды при этом?
10. Почему при взаимодействии некоторых солей с водой образуются слабые электролиты, ведь вода является более слабым электролитом, чем образующиеся соли?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Процесс распада электролита на ионы в водных растворах иkb расплавах называется электролитической диссоциацией.
Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации (α), которая равна отношению количества вещества электролита распавшегося на ионы(N), к общему количеству вещества(n) этого электролита, введенного в раствор:
a = 
N n
Степень диссоциации – безразмерная величена, ее выражают в долях единицы или в процентах. Она зависит от концентрации электролита и температуры: чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается. В зависимости от степени диссоциации различают сильные, средние и слабые электролиты.
Сильные (α >30%): все щелочи (NаОН, КОН, и т.д.), Ва(ОН)2, Са(ОН)2, сильные кислоты(H2S04, HN03 ,НС1, НВr, HJ, НМп04, НСl0З, НС104), почти все растворимые соли.
Средние (3%<α<30%): HF
Слабые (α <3%); почти все органические кислоты , Н2СО3, Н2S ,
НNО2 , НСlО, Н2SiО3, Си(ОH)2, Fе(ОН) 3, NН4ОН и др.
С точки зрения теории электролитической диссоциации:
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы только одного типа - гидратированные ионы водорода.
Число ионов водорода, которое может образоваться при распаде одной молекулы кислоты, определяет основность кислоты.
Например:
НС1 D Н + + С1- ; НС1О D Н + + С1О- – одноосновные.
Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, постепенно отщепляя ионы водорода.
Например:
Н2SОЗ D H+ + НSОз- НSОЗ- D H+ + SОЗ2-
Основания – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов только одного типа - гидроксид- ионов.
Число гидроксид – ионов, которое образуется при распаде одной молекулы определяет кислотность основания.
Например:
NaOHD Na+ + OH- KOH D K + + OH- - одноосновные .
Двух- и трехкислотные основания диссоциируют ступенчато,
т.е. постепенно отщепляют гидроксид - ионы. Например:
Са(ОН)2 D СаОН + + ОН- СаОН- D Са2- + ОН-
Гидроксиды некоторых металлов могут диссоциировать по механизму диссоциации оснований и по механизму диссоциации кислот.
Например, диссоциация гидроксида цинка может протекать так: основной механизм: Zn(ОН)2 D ZnОН++ + ОН- ZnОН- D Zn2++ ОН- кислотный механизм:
Zn(ОН)2 +2Н2O D 2Н + + [Zn(ОН)4] 2-
Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы водорода, так гидроксид – ионы называются амфотерными соединениями или амфолитами.
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (аммония NН4+ или другие комплексные ионы) и анионы кислотных остатков, например:
NaNОЗ D Na+ + NO3- NН4С1 D NН4+ + Сl-
Средние соли диссоциируют практически полностью. Диссоциация кислых и основных солей протекает ступенчато. Например:
КН2Р04 D К+ + Н2Р04-
Н2РO4- D Н++НР042- НРO42- D Н++РO43- Са(ОН)С1 D СаОН+ + С1- СаОН+ D Са2+ + ОН-
Теория электролитической диссоциации признаёт, что все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений.
При составлении ионных уравнений реакций следует для малодиссоциированных веществ, выпадающих в осадок и газообразных веществ указывать молекулярные формулы. Эти реакции протекают с большой скоростью необратимо.
Пример:
FеС13 + 3NаОН = Fе(ОН)3↓ + 3NаС1
Fе3+ + 3C1- + 3Nа+ + 2OН- = Fе(ОН)3↓|+ 3Nа + + 3С1- Fe3+ + 3OH- = Fе(ОН) 3↓
Гидролизом называется обратимое взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Различают 4 случая гидролиза солей:
1) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием.
Гидролиз происходит по аниону. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов получаются кислые соли.
Уравнение гидролиза соли можно написать так:
СНзСООNa D СНЗСОО - + Nа +
СНЗСОО- + НОН D СНЗСООН + ОН- СНЗСОО- + Nа+ + НОН DСНЗСООН + Nа++ОН – СНЗСООNа + НОН D СНЗСООН + NаОН
В растворе создается избыток ОН - ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию, рН > 7
2) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз происходит по катиону – катион связывает гидроксид – ионы, образуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов получаются основные соли.
Уравнение гидролиза соли можно написать так:
СаС12 D Са2+ + 2С1-
Са2++НОН D СаОН+ + Н+
Са2+ + 2С1- + НОН D СаОН + + 2С1- + Н+
СаС12 + НОН D СаОНСl + НС1
В растворе создается избыток Н + - ионов, а потому раствор приобретает кислую реакцию рН < 7
3) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз происходит по аниону и катиону. Уравнение гидролиза записывается так:
СНЗСООNН4 D СНЗСОО- + NН4+
СНЗСОО- + NH4+ + НОН D СНЗСООН + NН4ОН
В этом случае одновременно связываются Н + и ОН - ионы воды. При этом рН водных растворов солей будет больше, равно или меньше 7 т.е. реакция раствора будет определяться константой диссоциации кислоты и основания, которыми образована соль.
4) Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Соль в этом случае гидролизу не подвергается.
Последовательность действий при составлении уравнений гидролиза солей:
1. Составить уравнение диссоциации соли.
2. Выяснить, по какому иону идет гидролиз.
3. Составить для этого иона уравнение реакции взаимодействия с водой (сокращенное ионное уравнение гидролиза).
4. Составить полное ионное уравнение гидролиза.