Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Калининградский государственный технический университет »

ХИМИЯ

Методические указания по выполнению лабораторных работ для студентов, обучающихся в бакалавриате и по специальностям высшего образования

(при трудоёмкости дисциплины четыре зачетные единицы)

Калининград

Издательство ФГБОУ ВПО «КГТУ»

2014



УДК 546(076)

Рецензент

канд .хим. наук, доцент кафедры химии ФГБОУ ВПО «Калининградский государственный технический университет»

А.Г. Булычев

Авторы:

Кочановская Е.В. доцент кафедры химии ФГБОУ ВПО «Калининградский

государственный технический университет»

Лемперт О.Т. доцент той же кафедры

Нижникова Е.В. доцент той же кафедры

Егорова К.В. доцент той же кафедры

Воробьев В.И. ст. преподаватель той же кафедры

Методические указания рассмотрены и одобрены кафедрой химии ФГБОУ ВПО «Калининградский государственный технический университет» 22 мая 2014 г., протокол № 9

Методические указания рекомендованы к изданию методической комиссией факультета фундаментальной подготовки ФГБОУ ВПО «Калининградский государственный технический университет»10.06.2014 г. протокол № 6

УДК 546(076)

Федеральное государственное бюджетное

образовательное учреждение высшего

профессионального образования

«Калининградский государственный

технический университет», 2014 г.



Оглавление

1. Организационно - методические указания

2. Учебная литература

3 Техника безопасности и правила выполнения лабораторных работ

4. Общие методические указания по выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия»

5. Описание лабораторных работ

Лабораторная работа № 1. Определение молярной массы эквивалента металла

Лабораторная работа №2. Установление формулы кристаллогидрата

Лабораторная работа № 3. Определение теплового эффекта(?H)растворения соли

Лабораторная работа № 4. Определение влияния кинетических параметров на скорость химических реакций. Изучение направления смещения химического равновесия

Лабораторная работа № 5. Приготовление и определение концентрации растворов

Лабораторная работа № 6. Проведение необратимых и обратимых ионообменных реакций в водных растворах. Изучение влияния условий взаимодействия на состояние равновесия в ионообменных реакциях

Лабораторная работа №7. Сравнительная оценка растворимости мало - и трудно растворимых электролитов (произведение растворимости)

Лабораторная работа № 8. Идентификация растворов веществ по их кислотности (определение рН)

Лабораторная работа № 9.Исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз солей

Лабораторная работа 10.Изучение закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций

Лабораторная работа №11. Получение и исследование свойств комплексных соединений

Лабораторная работа № 12. Изучение процессов электролиза в растворах электролитов

Лабораторная работа № 13. .Исследование процессов электрохимической коррозии металлов в различных средах. Изучение влияния активаторов на процесс коррозии

Лабораторная работа № 14. Получение электрохимическим методом металлического покрытия, как одного из способов защиты металлов от коррозии

Лабораторная работа №15.Изучение химических свойств металлов, обладающих различной активностью

Лабораторная работа № 16. Определение суммарной жесткости водопроводной воды методом комплексонометрического титрования

Лабораторная работа №17. Исследование свойств неорганических вяжущих веществ

Лабораторная работа №18. Идентификация и оценка некоторых свойств высокомолекулярных материалов

Лабораторная работа № 19. Изучение свойств азота и его соединений

Лабораторная работа № 20. Изучение свойств серы и её соединений

Лабораторная работа №21. Изучение свойств фосфора и его соединений

Лабораторная работа №22. Изучение свойств галогенов и их соединений

Лабораторная работа №23. Изучение свойств углерода и его соединений

Лабораторная работа № 24. Определение свойств органических соединений

молярный эквивалент раствор гидролиз

1. Организационно-методические указания

Методические указания к лабораторным занятиям по дисциплине «Химия» предназначены для студентов очной, заочной и очно - заочной форм обучения. В учебное пособие включены лабораторные работы, которые охватывают важнейшие темы курса химии.

Описание экспериментальной части сопровождается справочным (теоретическим) материалом, который содержит минимум сведений, необходимых студенту для понимания задания и выполнения лабораторной работы.

Ссылки на учебную литературу с указанием страниц, а также вопросы для защиты лабораторной работы приводятся в конце каждой работы. Общий список литературы приведен ниже.

2. Учебная литература

Основная

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов /Под ред.

А.И. Ермакова - М.: Интеграл-Пресс, 2006.-720 с.

2. Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П. Химия. - М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007.- 784 с.: ил.

3. Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия/ под ред. Д.А. Князева - М.: Дрофа, 2005. - 591с.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии/ под ред.

Н. Л Глинка. - Л.:Химия, 2006. - 226с.

Дополнительная

5. Коровин В.Н. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2000.- 423 с.

6. Васильева З. Г., Грановская А. А., Таперова А. А. Лабораторные работы

по общей и неорганической химии/ под ред. З. Г. Васильевой,

А. А. Грановской - Л.: Химия, 1986. - 286с.

7. Баскаков С.П. Перевозка химических грузов морем, 2001, baskak-

chem1.dok.

3. Техника безопасности и правила выполнения лабораторных работ

В лабораторных работах в качестве реагентов используются едкие, агрессивные и ядовитые вещества. Поэтому работа в химической лаборатории безопасна лишь при строгом соблюдении общих правил и требований техники безопасности.

При выполнении лабораторных работ необходимо соблюдать следующие общие правила:

1. Содержать рабочее место в чистоте и порядке.

2. Приступать к выполнению опыта лишь тогда, когда понятны его цель и задачи и обдуманы отдельные этапы выполнения опыта.

3. Опыты должны выполняться аккуратно, с соблюдением всех требований, содержащихся в методических указаниях.

4. В лаборатории необходимо соблюдать тишину, запрещается приносить и употреблять пищевые продукты и напитки, проводить работы, не предусмотренные планом.

5. После использования реактива необходимо склянку, в которой хранится реактив, сразу ставить в штатив, чтобы не создавать беспорядка на рабочем месте.

6. После окончания работы необходимо обязательно вымыть руки.

Среди химических реагентов имеются ядовитые вещества, оказывающие токсическое воздействие на организм человека в целом (мышьяк, сурьма, свинец, ртуть и их соединения, галогены, сероводород, оксид углерода (II), оксиды азота и др.), и агрессивные вещества, оказывающие локальные воздействия на кожу (кислоты и щелочи). При работе с ними необходимо соблюдать следующие правила по технике безопасности:

1. Все опыты с ядовитыми, летучими и сильно пахнущими веществами, а также нагревание и выпаривание растворов производить только в вытяжном шкафу (под тягой).

2. Нельзя наклоняться над сосудом с кипящей жидкостью. Нагреваемую пробирку или колбу держать отверстием в сторону от себя и соседа, так как может произойти выброс горячей жидкости.

3. Определять запах вещества следует, не вдыхая пары полной грудью, а направляя их поток к себе лёгким движением руки.

4. Работы с кислотами и щелочами следует проводить так, чтобы реактивы не попадали на одежду, лицо и руки. Наливая раствор в пробирку, её надо держать под наклоном и на некотором расстоянии от себя.

5. При обращении с неизвестными веществами необходимо проявлять повышенную осторожность. Ни при каких обстоятельствах нельзя пробовать вещество на вкус!

6. Необходимо немедленно убрать все пролитое, разбитое и просыпанное на столах или на полу в лаборатории. Если кислота прольется на стол или на пол, её следует нейтрализовать слабым раствором щелочи или соды.

7. Заполнение пипеток токсичными и едкими растворами производить не ртом, а при помощи резиновой груши.

8. При измельчении сухих щелочей следует надевать предохранительные очки. Брать твердую щелочь только пинцетом или щипцами.

9. Во избежание ошибок склянки для реактивов, капельницы, колбы и упаковки для растворов или осадков необходимо снабдить этикетками, указывающими, что в них содержится.

10. В химической лаборатории имеется аптечка. Необходимо уметь оказывать первую помощь пострадавшим.

Таблица 1

Поражения	Первая помощь
ОЖОГИ
Ожоги огнем, паром, горячими предметами
I-й степени (краснота)	Наложить вату, смоченную этиловым спиртом. Повторить смачивание.
II-й степени (пузыри)	То же. Обрабатывать 5%-м раствором КМnО4или 5%-м раствором танина.
III-й степени (разрушение тканей)	Покрыть рану стерильной повязкой и вызвать врача.
Ожоги кислотами, хлором или бромом	Промыть ожог большим количеством воды, затем 5%-м раствором NaHCO3.
Ожоги щелочами	Промыть обильно водой, затем обработать раствором борной кислоты Н3ВО3.
Ожоги глаз	При ожоге кислотами промыть 3%-ным раствором содыNa2CO3. При ожоге щелочами применять 2%-ный раствор борной кислоты Н3ВО3
ОТРАВЛЕНИЯ
Попадание едких веществ в рот и пищеварительные органы	При попадании кислот пить кашицу из оксида магния MgO. При попадании щелочей пить раствор лимонной кислоты (CH2COOH)2C(OH)COOH или очень разбавленный раствор уксусной кислоты CH3COOH.
Отравление твердыми или жидкими веществами	Вызвать рвоту, выпив 1%-й раствор сульфата меди (II) CuSO4.
Отравление газами	Пострадавшего немедленно вывести на свежий воздух.

4. Общие методические указпния по выполнению лабораторных работ по дисциплине «химия»

Студент допускается к выполнению лабораторной работы при наличии лабораторного журнала (общая тетрадь), подготовленного к работе.

Перед каждым лабораторным занятием студент должен самостоятельно изучить теоретический материал по учебнику, конспекту лекций; прочитать описание лабораторной работы и законспектировать ход работы (проект отчета). Студент, который не подготовился к выполнению лабораторной работы, готовится к ней во время лабораторного занятия под руководством преподавателя и допускается к выполнению работы в том случае, если до окончания лабораторного занятия остается достаточно времени. В случае, если времени для выполнения работы не остается, то студент может выполнить пропущенную лабораторную работу в другой группе по расписанию работы преподавателя.

При оформлении проекта отчета по лабораторной работе необходимо указать название темы и дату, составить краткое теоретическое введение, записать номер и название лабораторной работы; название, цель и составить схему каждого опыта, написать уравнения реакций, описанных в опыте. В лаборатории студент выполняет экспериментальную часть лабораторной работы, внося в практическую часть отчета необходимые сведения: уравнения реакций, расчеты, графики, наблюдения.

Записи в лабораторный журнал необходимо вносить аккуратно и разборчивым почерком.

Категорически запрещается делать записи карандашом и на разрозненных листках бумаги.

Результаты измерений и вычислений студент сразу же вносит в журнал ручкой. В рабочем журнале ничего не исправляют, не стирают и не забеливают корректором. В случае ошибки цифру или слово зачеркивают (только один раз), написав исправленное рядом или над ошибкой. Если неправильным оказался большой материал, не вырывают страницы из журнала: достаточно перечеркнуть их по диагонали.

Наблюдения и выводы по каждому опыту составляют и записывают после того, как лабораторная работа выполнена в учебной химической лаборатории.

Лабораторный практикум считается выполненным, в том случае, если студент выполнил и защитил все лабораторные работы, предусмотренные учебным планом.



5. Описание лабораторных работ

Лабораторная работа № 1

Определение молярной массы эквивалента металла.

Цель работы- освоить объемный метод определения молярной массы эквивалента исследуемого металла (метод вытеснения водорода).

Задание по работе. На основании уравнений Менделеева - Клапейрона и объединенного газового закона вычислите массу и объем (н.у.) выделившегося водорода.

Определите молярную массу эквивалента водорода и металла, эквивалентный объем водорода, абсолютную и относительную погрешности и сделайте выводы по проделанной работе.

Методические указания по выполнению работы.

В основу метода положена реакция взаимодействия металла с раствором хлороводородной (соляной) кислоты, продуктом которой является газообразный водород

2HCl + Ме > МеCl₂ + H₂^.

Определение эквивалентной массы металла (молярной массы эквивалента металла) по объему вытесненного водорода проводят, применяя математическое выражение закона эквивалентов m(в-ва)_/ m(Н₂) = М_ЭКВ.(в-ва)/М_ЭКВ.(Н₂) или

m(в-ва)/М_ЭКВ.(в-ва) = V(Н₂)/V_ЭКВ.(Н₂).

Получение и измерение объема выделившегося водорода осуществляется в лабораторной установке (рис.1).

Установка состоит из двух бюреток: рабочей измерительной Б₁ и уравнительной Б₂, соединенных резиновой трубкой Т и заполненных дистиллированной водой. К рабочей бюретке при помощи газоотводной трубки Г присоединена пробирка П.

Перед началом выполнения опыта необходимо проверить герметичность установки. Для этого пробирку плотно наденьте на пробку газоотводной трубки, после чего уравнительную бюретку поднимите или опустите на 15-20 см, закрепите ее в этом положении лапками штатива и наблюдайте в течение 1-2 минут за положением в ней уровня жидкости. Если за это время уровень воды не изменится, это будет означать, что прибор герметичен и можно, приступать к выполнению работы.

В пробирку П налейте 1.5 - 2,0 мл 20%-ного раствора соляной кислоты, опустите в пробирку навеску металла наденьте пробирку на пробку с газоотводной трубкой, не нарушая герметичности прибора запишите начальный объем (V_НАЧ.). Затем постукивая пальцем по пробирке, стряхните металл в раствор кислоты.

Когда весь металл растворится и прекратится выделение пузырьков водорода, дайте пробирке в течение 1-2 минуты остыть, и, не отсоединяя пробирку, приведите положение жидкости в измерительной и уравнительной бюретке по нижнему краю мениска к одному уровню, для чего уравнительную бюретку опустите вниз. Запишите показания бюретки V_КОН. По разности определите объем выделившегося водорода в мл.



Рис.1. Лабораторная установка для определения эквивалентной массы металла.

Запись экспериментальных данных и условий опыта:

Масса металла m_Ме, (г) =

Начальный объем, (мл) t_НАЧ.=

Конечный объем, (мл) t_КОН,=

Объём выделившегося водорода, (мл) V_H2 = V_КОН.-V_НАЧ.=

Температура (° С) t =

Абсолютная температура (К) Т = 273 + t⁰С =

Атмосферное давление (мм рт. ст.) Р =

Давление насыщенного водяного пара (табл.1), (мм рт.ст.) h, =

Парциальное давление водорода, (мм.рт.ст.) Р_Н2 = Р - h =

Универсальная газовая постоянная, (мл.·мм.рт.ст./ моль· К) = 62400

ВЫЧИСЛЕНИЯ

Рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

Подставив в уравнениеМенделеева - Клапейрона

соответствующие величины вычисляем массу выделившегося водорода (Подставив R = 62400 мм рт. ст./ моль ·К)

Затем, по закону эквивалентов, вычислите молярную массу эквивалента металла:

Мэ_ме=

По уравнению объединенного газового закона:

=

приводим объём выделившегося водорода к нормальным условиям (определяем V_0Н2).

V₀=

Вычисляем молярную массу эквивалента металла, заменив массу и молярную массу эквивалента водорода в уравнении закона эквивалентов на соответствующие им объёмные значения:

Мэ_Ме = m_Ме·11200/ V_0(H2)

Вычислите абсолютную ошибку опыта. Для этого рассчитайте теоретическую молярную массу эквивалента металла, взяв атомную массу металла (из таблицы Д.И. Менделеева), и разделите её на валентность.

Абсолютная ошибка ? = М_ЭКВ._ТЕОР.- М_{ЭКВ.ЭКСПЕР.}[г/моль].

Вычислите относительную ошибку опыта в процентах:

Относительная ошибка ?% = (? / Мэ_ТЕОР) · 100.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

Эквивалентом (химическим) называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким - либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях

Из закона постоянства состава следует, что атомы элементов соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. То же можно сказать и о взаимодействии сложных веществ. В связи с этим были введены понятия фактора эквивалентности (эквивалента) и молярной массы эквивалента вещества.

Фактором эквивалентности (f_ЭКВ) называется число, показывающее, какая доля частицы (атома, молекулы) этого вещества равноценна одному иону Н⁺ в реакциях обмена или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

f_ЭКВ = 1 / z

Молярная масса эквивалента (М_ЭКВ) - это масса одного моль (6,02·10²³ частиц) эквивалента вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

М_ЭКВ. = f_ЭКВ·М = М/z

Число эквивалентности (эквивалентное число) z - переменная величина, зависящая от состава вещества или от конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.



Определение числа эквивалентности.

Z (атома элемента в соединении) = степени окисления элемента в веществе (с.о.).

Например: Чему равняется число эквивалентности серы в следующих соединениях:

1.H₂S; 2.SO₂; 3.SO₃.

Z = с.о. - степень окисления элемента в химическом соединении. с.о.(S) = - 2; Z = 2; 2.с.о.(S) = + 4, Z = 4; 3. с.о.(S) = + 6; Z = 6.

Z(кислоты) = основности кислоты в данной реакции, т.е. числу замещенных катионов водорода (nH⁺) на другие катионы.

Z (кислой соли) = числу замещенных катионов водорода (nH⁺).

Z(основания) = кислотности основания в данной реакции, т.е. числу гидроксил ионов (nOH^--), замещенных на кислотные остатки.

Z(основной соли) = числу гидроксил - ионов (n OH^--), замещенных на кислотные остатки.

Z( нормальной (средней) соли) = суммарному заряду катиона.

Z (вещества, участвующего в ОВР) = числу принятых электронов одним молем окислителя или отданных одним молем восстановителя (ne).

Количество вещества эквивалента n_ЭКВ.(в-ва) - количество вещества, в котором частицами являются эквиваленты. Выражается в молях, как и любое количество вещества.

n_ЭКВ.(в-ва)= m(в-ва) / M_ЭКВ.(в-ва) [моль] или

n_ЭКВ. (в-ва) = m(в-ва) / m_ЭКВ.(в-ва) [моль].

Молярный объем эквивалентов газообразного вещества (эквивалентный объем) Широко используется такое понятие, как объем эквивалента газообразного вещества (эквивалентный объем). Это объем, который занимает при нормальных условиях 1моль эквивалентов газообразного вещества. Известно, что один моль любого газа (н.у.) занимает постоянный объем, равный 22,4 л (следствие из закона Авогадро). V_ЭКВ.- объем одного моль эквивалента газа.

V_ЭКВ.= f_ЭКВ · V_М(газа) = V_М(газа) / z [л/моль], где V_М(газа) - молярный объем газа, л (н.у.), который равен 22,4 л/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ, прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:

Например, для двух компонентной системы:

,

где m₁ и m₂ - массы реагирующих веществ;

М_ЭКВ,1 и М_ЭКВ,2 - молярные массы эквивалентов реагирующих веществ,

V_ЭКВ,1 и V_ЭКВ,2 - молярные объемы эквивалентов реагирующих веществ.

Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества.

Такие расчеты возможны благодаря закону эквивалентов.

Таблица1 Давление насыщенного водяного пара в равновесии с водой

Температура, оС	18	19	20	21	22	23	24	25
Давление пара, кПа	2,06	2,20	2,37	2,48	2,64	2,80	2,98	3,16
Давление пара, мм рт.ст.	15,47	16,48	17,53	18,65	19,89	21,09	22,37	23,75



Вопросы к защите работы

1. Что называется эквивалентом вещества, молярной массой эквивалента? Как вычислить молярную массу эквивалента элемента и сложного вещества? В чем сущность закона эквивалентов?

2. Определите эквивалентную массу металла, из 1 г которого образуется 1,2518 г оксида.

3. При взаимодействии с водой 6,65 г щелочного металла выделилось 0,56 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Какой это металл?

Учебная литература: /1/, с.25; /2/, с.37-40; /3/, с.15.



Лабораторная работа №2

Установление формулы кристаллогидрата

Цель работы - освоить один из методов химического гравиметрического (весового) анализа аналитической химии и определить состав исследуемого кристаллогидрата.

Задание по работе. На основании результатов опыта вычислите количество моль кристаллизационной воды, приходящееся на один моль безводной соли. Написать формулу кристаллогидрата и установить её соответствие закону постоянства состава.

Методические указания по выполнению работы

Гравиметрический метод заключается в точном измерении массы (взвешивании) определяемого компонента исследуемого вещества, выделенного в виде соединения известного состава. В основе данного метода лежит реакция разложения исследуемого кристаллогидрата, продуктами которой являются безводная соль известного состава и неопределенное количество кристаллизационной воды.

Записать номер тигля. Прокалить фарфоровый тигель, охладить его в эксикаторе, взвесить на электронных технических весах с точностью до 0,01 г. Взвесить в тигле 0,5-1 г растертого в порошок кристаллогидрата (соль). Поставить тигель с солью в сушильный шкаф или на песчаную баню, нагревать в течение 30-40 минут при температуре 240-260єС. При прокаливании кристаллогидрата наблюдать за изменением цвета соли. По окончании обезвоживания (кристаллогидрат изменит свой цвет), поместить тигель с помощью тигельных щипцов в эксикатор и оставить на 10-20 минут до полного охлаждения.

Остывший тигель вынуть из эксикатора и взвесить. Повторять нагревание, охлаждение и взвешивание тигля до тех пор, пока разница показаний между предыдущим и последующим взвешиванием не составит 0,01 г.

Запись данных опыта и расчеты. Результаты всех измерений записать в лабораторный журнал.

Номер тигля -

Масса тигля,m_1,г =

Масса тигля + масса кристаллогидрата, m_2,г =

Масса кристаллогидрата, m₃ = (m₂ ? m₁)_,г =

Масса тигля с безводной солью после прокаливания, m_4,г =

Масса безводной соли m₅ = ( m₄ ? m₁ )_,г =

Масса удаленной воды m₆ = (m₃? m₅),г =

Рассчитать число молей воды, приходящееся на 1 моль безводной соли, и составить химическую формулу кристаллогидрата.

n(Н₂О) = m(Н₂О) · М(соли) /m(соли) ·М(Н₂О)[моль].

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

Закон постоянства состава.

Всякое химически чистое вещество (химическое соединение), независимо

от способа и места его получения, имеет постоянный, качественный и количественный состав. Но, как известно, что не все вещества строго подчиняются этому закону. Вещества с немолекулярной структурой, к которым относятся кристаллогидраты, вещества часто имеют переменный состав. Это можно объяснить условиями получения и хранения таких веществ.

Кристаллогидраты - это вещества, кристаллизующиеся с одной или

несколькими молекулами воды. Вода, входящая в состав кристаллогидрата, называется кристаллизационной.

Кристаллизационную воду можно удалить из кристаллогидрата только при прокаливании. Например, кристаллогидрат сульфата меди (II) CuSO₄·5H₂O теряет полностью кристаллизационную воду при температуре 258⁰С, превращаясь в безводную соль CuSO₄, реакция разложения безводного сульфата меди (II) начинается при температуре 653єС.

CuSO₄ · 5H₂O > CuSO₄ + 5H₂O^.

На воздухе кристаллы безводной соли через некоторое время могут снова превратиться в кристаллогидрат, поглотив влагу из воздуха

CuSO₄ + 5H₂O > CuSO₄ ·5H₂O.

Особенно склонны к образованию кристаллогидратов соли. Кристаллогидратами являются многие природные соединения (минералы), например, гипс CaSO₄ ·2H₂O. Точка между веществами означает не знак умножения, а наличие химической связи (водородной).

Название кристаллогидрата состоит из слова гидрат с приставкой, указывающей число молей воды, приходящихся на 1 моль вещества и названия безводной соли.

Примеры:

CuSO₄ ·5H₂O - пентагидрат сульфата меди (II);

Na₂SO₄ · 10H₂O - декагидрат сульфата натрия.

Применяют и тривиальные названия:

CuSO₄ ·5H₂O - медный купорос;

Na₂SO₄ · 10H₂O - глауберова соль.

Кристаллогидраты можно рассматривать как физико-химические смеси безводных кристаллов вещества и кристаллизационной воды и выражать их состав в массовых долях, указывающих содержание сухого вещества и кристаллизационной воды в кристаллогидрате:

щ _{СУХОГО В-ВА} =М_{СУХОГО В-ВА} / М_{КРИСТ.ГИДР};

щ _{КР, ВОДЫ} = М _{КР, ВОДЫ} / М_{КРИСТ,ГИДР}.

Например, состав медного купороса CuSO₄ ·5H₂O.

щ CuSO₄ =МCuSO₄ / М CuSO₄ ·5H₂O;

щ CuSO₄ = 159,5/249,5= 0,639· 100= 63,9 %.

щ H₂O =М n·H₂O / М CuSO₄ ·5H₂O;

щ H₂O = 5·18 / 249,5 = 0,361· 100 = 36,1 %.

При определении М_{КРИСТАЛЛОГИДРАТА} структурной единицей вещества условно считается ассоциация, состоящая из одной молекулы соли и n молекул кристаллизационной воды.



Вопросы к защите работы

1. Почему тигель с безводной солью нельзя охлаждать на воздухе?

2. Чему равняется молярная масса гексагидрата сульфата железа (II)?

3. Какова массовая доля (в %) воды в гипсе?

Учебная литература /3/, с.74,274;/6/, с.32-33.



Лабораторная работа № 3.

Определение теплового эффекта (?H) растворения соли.

Целью работы является определение калориметрическим методом теплового эффекта реакции растворения безводной соли (хлорида аммония).

Задание по работе: по результатам опыта рассчитайте изменение энтальпии ?H(тепловой эффект) растворения хлорида аммония. Постройте график зависимости температуры от времени, отложив на оси ординат температуру, а на оси абсцисс - время (мин.). Нарисуйте схему упрощенного калориметра.

Методические указания по выполнению работы

Во внутренний сосуд налейте дистиллированную воду (V_H2O = 25 мл), отмеренную цилиндром. Опустив в воду термометр (не касаясь стенок и дна сосуда), измерьте температуру воды (t_НАЧ.) в калориметре с точностью до 0,1є С. Взвесьте на технохимических весах 1 г хлорида аммония и быстро высыпав во внутренний сосуд калориметра, перемешайте до полного растворения соли и запишите показания термометра. Отметьте резкое понижение температуры. Далее следите за плавным повышением температуры в растворе хлорида аммония. Результаты измерений температуры занесите в табл. 1.

Таблица 1

Время от начала опыта, мин	0	1	2	3	4	5	6
Температура,є С

Постройте график изменения температуры по времени, отложив на оси ординат температуру, а на оси абсцисс время (мин). По графику определите конечную температуру (t_КОН.). Затем вычислите энтальпию растворения хлорида аммония в воде по формуле:

?H_{NH4Cl (ЭКСПЕР)} = ? (m_СОЛИ + m_ВОДЫ)·?t· 4,184 · M_СОЛИ / 1000 · m_СОЛИ[кДж/моль],

?t = t_КОН. - t_НАЧ., є С

?H_{NH4Cl(ТЕОР)} = 16,5 кДж/моль

m_СОЛИ - масса соли, г

m_ВОДЫ- масса воды, г

M_СОЛИ - молекулярная масса соли, г/моль

4,184 - удельная теплоемкость раствора, равная теплоемкости воды, кДж/кг·К

1000 - переводной коэффициент, Дж в кДж.

Рассчитайте погрешности опыта: абсолютную и относительную ошибки по формулам: Абсолютная ошибка ? = Н_ТЕОР. - Н_{ЭКСПЕР.} [кДж/моль],

Относительная ошибка ?% = (абсолютная ошибка / Н_ТЕОР.) · 100.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

К важнейшим функциям, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U; энтальпия Н; энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал G).

Если химическая реакция протекает при постоянном объёме (?V = 0, изохорный процесс), то работа расширения системы (А = P?V) равна нулю.

Химическая реакция чаще всего осуществляются при постоянном давлении

(?P = 0, изобарный процесс). В подобном случае для характеристики процесса удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией Н, которая определяется соотношением: H = U + P?V.

Энтальпия имеет ту же размерность, что и внутренняя энергия, и поэтому обычно выражается в Дж или кДж. При постоянном давлении: ?H = ?U + P?V.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, с поглощением - эндотермическими.

Иногда тепловой эффект химической реакции выражают количеством выделившейся или поглощенной теплоты и обозначают буквой Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а для эндотермических - Q < 0.

Если реакция экзотермическая - ?H < 0; Q > 0,

Если реакция эндотермическая - ?H > 0; Q < 0

Отсюда вытекает связь между Q и ?H: + Q = ??H.

Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями.

Основным законом термохимии является закон Г.И. Гесса, согласно которому изменение энтальпии (тепловой эффект) химической реакции определяется только начальным и конечным состоянием системы не зависит от пути перехода от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Первым следствием из закона Гесса является соотношение:

где - энтальпия химической реакции.

Первый член в правой части уравнения - сумма энтальпий образования продуктов реакции, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции;

Второй член - аналогичная сумма для исходных веществ.

Тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции, измеряют в приборах, называемых калориметрами или калориметрическими установками (рис.1).

Простейший калориметр состоит из 2-х сосудов: наружного (4) и внутреннего калориметрического (3). Во избежание потерь теплоты через стенки калориметрического сосуда он помещается на подставку из пенопласта (материал с малой теплопроводностью). Калориметр закрывается крышкой (5) с тремя отверстиями: для воронки (2), мешалки (6) и термометра (7).

Определение теплового эффекта растворения безводной соли (хлорида аммония) проводят в упрощенном калориметре: два сосуда, помещенные один в другой. Внутренний сосуд закрывается пробкой с термометром. Воздушная прослойка между двумя сосудами лишь в некоторой степени обеспечивает теплоизоляцию внутреннего сосуда от окружающей среды.



Вопросы к защите работы

1. Сформулируйте закон Гесса, следствие из закона Гесса.

2. Дайте определение экзо - и эндотермических реакций?

3. Какой знак имеют значения энтальпий экзо- и эндотермических реакций?

4. Экспериментально установлено, что при взаимодействии 2,3 г натрия с водой выделяется 14,0 кДж теплоты. Вычислите энтальпию реакции.

Ш Учебная литература: /1/, с. 170-185; /2/, с.181-190; /3/, с. 123-131.



Лабораторная работа № 4.

Определение влияния кинетических параметров на скорость химических реакций. Изучение направления смещения химического равновесия

Целью работы является экспериментальное определение влияние концентрации реагирующих веществ, температуры, катализатора; экспериментальное изучение направления смещения химического равновесия в гомогенных обратимых реакциях в зависимости от внешних воздействий.

Задание по работе. На основании экспериментальных данных заполните таблицы; Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагирующих веществ. На оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат - соответствующие им скорости. Сформулируйте и напишите вывод в соответствии с законом действия масс. В опыте 2 запишите свои наблюдения. Напишите кинетические уравнения для прямой и обратной реакций и выражение константы равновесия.

Ответьте на следующие вопросы: 1. Какие вещества находятся в исследуемом растворе в состоянии равновесия? 2. Какое вещество придает раствору кроваво-красную окраску? 3. Как изменяется интенсивность окраски раствора, и в каком направлении смещается равновесие данной равновесной системы при добавлении избытка: а) хлорида железа (III); б) тиоцианата (роданида) калия; в) хлорида калия?

Сформулируйте и напишите вывод в соответствии с принципом Ле Шателье.

В опыте 3 зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ. В опыте 4 Изучение влияния катализатора на скорость реакции можно на примере восстановления перманганата калия. Запишите визуальные наблюдения к опытам, сделайте выводы.

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции в гомогенной системе.

Реакция тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Sv + SO₂^ + H₂O.

Предварительно проделайте качественную реакцию, для чего в пробирку №1 внесите 10 капель раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и 1 каплю 2 н раствора серной кислоты H₂SO₄. Наблюдайте появление слабой опалесценции (сине-фиолетовое свечение) и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей свободной серы.

В трех сухих пробирках приготовьте растворы тиосульфата натрия различных концентраций. Для чего: во 2-ю пробирку внесите 5 капель 1 н раствора тиосульфата натрия и 10 капель дистиллированной воды, во 3-ю - 10 капель тиосульфата натрия и 5 капель воды, в 4-ю - 15 капель тиосульфата натрия. Растворы во второй и третьей пробирках тщательно перемешайте. Таким образом, относительная концентрация Na₂S₂O₃ (в моль) будет в пробирке №2 - 1С, в пробирке №3 - 2С, в пробирке №4 - 3С.

Включите секундомер, затем в пробирку №2 внесите одну каплю 2 н раствора серной кислоты, тщательно перемешайте. По секундомеру измерьте время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции (сине-фиолетовое свечение). Также последовательно внесите по одной капле раствора серной кислоты в пробирки №3 и №4 и измерьте время от момента добавления H₂SO₄ до появления в растворе заметной опалесценции. Данные опыта занесите в таблицу№ 1:



Таблица 1

№ пробирки	Число капель Na2S2O3	Число капель H2O	Число капель H2SO4	Концентра-ция Na2S2O3	Время ф, сек	Скорость Реакции 1/ф
1	10	0	1	Качественная реакция
2	5	10	1	1С
3	10	5	1	2С
4	15	0	1	3С

Опыт № 2. Смещение химического равновесия обратимых реакций.

В четыре конические пробирки внесите по 5 капель 0,0025 н раствора хлорида железа (III) FeCl₃ и по 5 капель 0,0025 н раствора тиоцианата (роданида) калия KSCN. Растворы тщательно перемешайте и поставьте в штатив. Напишите уравнение реакции: FeCl₃ + 3KSCN - Fe(SCN)₃ + 3KCl.

Пробирку №1 с полученным раствором (контроль) сохраните для сравнения с результатами опытов (пробирки № 2,3,4). В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в пробирку №2 - 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), №3 - 1 каплю насыщенного раствора тиоцианата калия, №4 - 1 каплю насыщенного раствора хлорида калия KCl. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски контрольного раствора.

Опыт № 3. Влияние температуры на скорость химической реакции.

В основе опыта лежит та же реакция, что и в опыте 1:

Na₂S₂O₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О + SO₂ + S.

Налейте в стаканы на 1/2 высоты воду: в первый стакан - водопроводную, во второй - смесь водопроводной и горячей (температура должна быть на 10 ^оС выше, чем в первом стакане), в третий - горячую (температура на 10 ^оС выше, чем во втором стакане).

В три пробирки наберите по 10 капель 1 н раствора тиосульфата натрия и опустите по одной в стаканы.

Измерьте температуру в стаканах. Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавьте в нее 1 каплю 2 н серной кислоты и измерьте время по секундомеру от момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторите опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах. Произведите отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае. Результаты наблюдений внесите в табл. 2.

Таблица 2 Влияние температуры на скорость реакции

№ наблюдения	Температура опыта, оС	Время течения реакции по секундомеру, (с)	Скорость реакции , усл. ед.
1
2
3

Опыт № 4. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Процесс протекает при комнатной температуре медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II).

В две пробирки поместите несколько капель раствора перманганата калия KMnO₄, 1М раствора щавелевой Н₂С₂О₄ и серной кислотыH₂SO₄. В одну из них бросьте кристаллик сульфата марганца (II) MnSO₄. Через некоторое время отметьте изменение окраски растворов в пробирках. Сделайте вывод о роли MnSO₄. Напишите уравнение реакции.

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O.



Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы.

Химическая кинетика - раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики - законом действия масс. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂^

х₁ = k₁· С²(KClO₃)

Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях - прямом и обратном:

2NO + O₂ - 2NO₂

х₁ = k₁·[NO]²·[O₂],

х₂ = k₂·[NO₂]²,



Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии х₁ =х₂ , откуда:

K_С = k₁ / k₂ = [NO₂]² /[NO]² [O₂]

где K_С - константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,

k₁, k₂ - константы скоростей прямой и обратной химических реакций

[NO₂], [NO], [O₂] - равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.



Вопросы к защите работы

1. Сформулируйте закон действующих масс и принцип Ле Шателье?

2. Дайте определение гомогенных и гетерогенных химических реакций?

3. Как повлияет катализатор на состояние равновесия обратимой реакции?

Ш Учебная литература: /1/, с. 186- 208; /2/, с.240- 258; /3/, с. 142 -152.



Лабораторная работа № 5.

Приготовление и определение концентрации растворов

Цель работы - Приобретение, навыков приготовления растворов различной концентрации из сухой соли и определение концентрации путем измерения плотности полученных растворов.

Задание по работе. Приготовление раствора хлорида натрия заданной концентрации: необходимо рассчитать массу соли (m_В-ВА) и массу воды (m_Р-ЛЯ) для приготовления данной массы раствора хлорида натрия NaCl с заданной массовой долей вещества, определить с помощью ареометра плотность раствора хлорида натрия и массовую долю в нем растворенного вещества.

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Приготовление раствора хлорида натрия.

Взвесьте на технохимических весах соль NaCl, воду отмерьте цилиндром, так как плотность воды равна 1 г/мл, то по абсолютной величине масса и объем воды равны. Высыпьте соль в воду и тщательно перемешивайте стеклянной палочкой до полного растворения соли.

Опыт № 2. Измерение плотности раствора.

Принцип действия ареометра основан на применении закона Архимеда. Согласно закону, сила тяжести, приводящая к погружению ареометра в раствор, уравновешивается выталкивающей силой равной массе раствора вытесненного ареометром.

Ареометр (рис 3) представляет собой стеклянную трубку, расширенная (нижняя) часть которой заполнена балластом - чистой и сухой металлической дробью, залитой слоем смолы с температурой плавления не ниже 80 ⁰С. На узкую (верхнюю) часть нанесена шкала, отградуированная в единицах плотности. Отсчет плотности с помощью ареометра проводят по показанию шкалы, которое находится на одном уровне с нижним краем вогнутой поверхности (мениска). Значение плотности исследуемых растворов с точностью до 0,001 г/мл или г/см³ необходимо занести в лабораторный журнал.

Концентрацию исследуемого раствора находят, пользуясь табличными данными плотности в зависимости от концентрации раствора. Плотность водных растворов хлорида натрия приведена в таблице.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

Растворы относятся к дисперсным системам. Системы, полученные в результате распределения одного вещества в виде мелких частиц в другом, называются дисперсными. Вещество, которое распределяется, называется дисперсной фазой, а вещество, в котором распределяется дисперсная фаза, называется дисперсионной средой или растворителем.

Дисперсные системы делятся на три группы: грубодисперсные (взвеси), коллоидные и истинные растворы. Истинными растворами называются гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами - долями или процентами, либо величинами размерными - концентрациями.

Ниже приведены наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.

Массовая доля (w) - это процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора; выражается в процентах:

щ = (m_В-ВА / m_Р-РА) ? 100 [%], отсюда m_В-ВА = щ ? m_Р-РА / 100 [г].

Мольная доля - это отношение количества растворенного вещества к сумме количества всех веществ, находящихся в растворе.

N₁ = n₁ / (n₁ + n₂); N₂ = n₂ / (n₁ + n₂), а n_В-ВА = m_В-ВА / М_В-ВА [моль]

где n₁ - количество растворителя, моль;

n₂ - количество растворенного вещества, моль.

Молярная концентрация или молярность (С_М или М) - это отношение количества растворенного вещества к объёму раствора; выражается в моль/л:

С_М = n_В-ВА / V_Р-РА; С_М = m_В-ВА / М_В-ВА ? V_Р-РА;

где V- объём раствора, л; V = m_Р-РА / с;

с - плотность раствора, г/мл.

Моляльная концентрация или моляльность (С_m или m) - это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя; выражается в моль/кг:

С_m= n _В-ВА /m_Р-ЛЯ; С_m= m_В-ВА ? 1000 / М_В-ВА ? m_Р-ЛЯ (Н₂О).

Молярная концентрация эквивалентов или нормальность (С_Н или N) - это отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора; выражается в моль ? экв /л или н.:

С_Н = n_ЭВ-ВА / V_Р-РА [моль ? экв /л];С_Н = m_В-ВА / Мэкв._В-ВА ? V[н].

Титр (массовая концентрация) - масса в граммах растворенного вещества содержащегося в 1 мл раствора; выражается в г /мл:

Т = m_В-ВА / V_Р-РА; Т = С_Н ? Мэкв. / 1000 [г/мл]; Т = С_М ? М / 1000 [г/мл].

Для приготовления растворов определенной концентрации, для точного измерения объемов применяют мерную посуду: мерные колбы, пипетки и бюретки.

Мерные колбы - тонкостенные плоскодонные сосуды с длинным узким горлом, на котором нанесена круговая (кольцевая) метка. На каждой колбе имеется клеймо, на котором указана емкость и температура, при которой колба откалибрована. Колба должна плотно закрываться пробкой (рис.1).

Пипетки используют для отбора определенного объема раствора.

Пипетки Мора представляют собой стеклянные трубки с расширением посередине. Нижний конец оттянут в капилляр, а на верхний нанесена кольцевая метка, по которой устанавливают точный объем. На пипетке указан номинальный объём и

температура, при которой проводили калибровку мерной пипетки (нанесение кольцевой метки). Широко применяют также градуированные пипетки различной вместимости, на наружной стенке которых нанесены деления (градуировка). Для заполнения пипетки нижний конец ее опускают в жидкость и втягивают последнюю при помощи груши или специального приспособления. Жидкость набирают так, чтобы она поднялась на 1-2 см выше метки, затем быстро закрывают верхнее отверстие, указательным пальцем правой руки, придерживая в то же время пипетку большим и средним пальцами. Затем ослабляют нажим указательного пальца, в результате чего жидкость будет медленно вытекать из пипетки. В тот момент, когда нижний край мениска (уровень) жидкости окажется на одном уровне с меткой, палец снова прижимают. Введя пипетку в сосуд, убирают указательный палец и дают жидкости стечь по стенке сосуда. После того, как жидкость вытечет полностью, пипетку еще 5 сек, прислонив капилляр к стенке сосуда, слегка поворачивают вокруг оси. Нельзя выдувать раствор из пипетки, так как при этом нарушается точность измерения объема.

Рис. 1. Мерная посуда. а - мерная колба; б - пипетки; в - бюретка.

...