Основы неорганической химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Лабораторная работа 1.Определение относительной молекулярной массы оксида углерода (IV)

Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.

Следствие первое: При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем.

Объем, который занимает 6,02.1023 молекул любого газообразного вещества при нормальных условиях, называется молярным объемом газа (Vm). Vm - это отношение объема порции вещества V(х) к его количеству вещества n(х) в этой порции (м3/моль; л/моль):

Vm = V(х) / n(х), Vm = 22,4 л/моль

Объем, который занимает при н.у. 6,02.1023 молекул газа равен отношению молярной массы газа M к плотности данного газа с (масса 1 л данного газа в граммах):

V = M / с

Таким образом, плотность любого газа при н.у. можно рассчитать по формуле:

с = M / Vm,

где М - молярная масса газа; Vm - молярный объем газа.

Второе следствие из закона Авогадро: Отношение масс (m1 и m2) равных объемов различных газов (V1=V2) при одинаковых условиях равно отношению их молярных или относительных молекулярных масс:



m1 / m2 = M1 / M2 или m1 / m2 = Mr1 / Mr2

Итак, относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс:

с1 / с2 = D, D = M1 / M2 или D = Mr1 / Mr2

Относительную плотность газа по водороду рассчитывают по формуле:

D(Н2) = M1 / М(Н2) или D(Н2) = M1 / 2

M1 = молярная масса газа, М(Н2) = молярная масса водорода

Относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле:

D(в) = M1 / М(в) или D(в) = M1 / 29

M1 = молярная масса газа, М(в) = молярная масса воздуха

Количество вещества. Моль.

За единицу измерений количества вещества принимают порцию («пакет») из определенного и всегда одинакового числа частиц, достаточно большую, чтобы ее легко можно было взвесить. Поэтому количество вещества измеряют «пакетами» по 6,022.1023 частиц. Такой «пакет» представляет собой единицу количество вещества, называемую «моль».

Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается NA. Таким образом, моль - порция из {NA} частиц.

1кмоль = 1000 моль, 1ммоль = 0,001моль. Количество вещества определяется выражением



n(х) = N(x) / NA, n(х) = m(x) / M(x) , n(х) = V(x) / Vm

где n(х) - количество вещества, х - частица вещества, N(x) - число структурных единиц (частиц - атомов, молекул, ионов и т.д.) в данной порции вещества, NA - число Авогадро, m(x) - масса вещества, M(x) - молярная масса вещества, V(x) - объем вещества, Vm - молярный объем вещества, л/моль.

Числу Авогадро приписывают размерность NA = 6,022.1023 моль-1.

Например, если масса одного атома углерода составляет 19,93.10-27 кг, тогда число атомов в 0,012 кг (12 г.) углерода, определяемое из пропорции

1 атом (С) = 19,93.10-27 кг.

х атомов (С) 0,012 кг/моль,

равно: х = 6,02.1023 моль-1.

В общем виде можно записать

NA = М(х) / mа,

где М -молярная масса вещества (х) (г/моль, кг/моль), mа - масса одного атома или одной молекулы (кг).

Исходя из М(х) и NA, можно рассчитать абсолютные массы атомов или молекул: mа = М(х) / NA

Аr - показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части массы атома углерода (С12): Аr (Э) = mа (Э) / (1/12) . mа (С), где (1/12) . mа (С) = а.е.м., mа (С) = 19,93.10-27 кг, тогда 1а.е.м. = 1/12. 19,93.10-27 кг = 1,66.10-27 кг = 1,66.10-24 г.

Отсюда получим выражение:

Аr (Э) = mа (Э) / 1 а.е.м. или Аr (Э) = mа (Э) / 1,66.10-27 кг

Например, Аr (О) = mа (О) / 1,66.10-27 кг = 26,67.10-27 кг/1,66.10-27 кг = 16.

Из пропорции

1 а.е.м 1,66.10-27 кг

х, а.е.м = 1 кг

получим: х = 6,02.1026 а.е.м.

Если теперь массу выразить в граммах, то из пропорции

1 а.е.м 1,66.10-24 г

х, а.е.м = 1 г

получим: х = 6,02.1023 а.е.м.

За атомную единицу массы (а. е. м.) принята 1/12 массы атома 12С. В этих единицах выражены массы атомов химических элементов, приведенные в таблице Д.И.Менделеева без указания единицы и названы «относительны-ми атомными массами». «Относительными» по отношению к атомной единице массы.

Экспериментальная часть работы

Ход работы. Вымытую и высушенную колбу емкостью 250 мл с меткой и подобранной к ней пробкой взвесить на технических весах (m1). Затем наполнить колбу оксидом углерода из аппарата Киппа, опустив газоотводную трубку до дна колбы. Закрыть колбу пробкой до уровня метки и вновь взвесить(m2). После этого определить объём колбы (V), наполнив её водой до метки и затем перелив в мерный цилиндр.

Отметить и записать показания термометра и барометра.

Форма записи наблюдений

Масса колбы с пробкой - m1 (г)

Масса колбы с пробкой и оксидом углерода (IV) - m2 (г)

Объём колбы - V (мл)

Температура - Т, К

Давление - Р, кПа.

Обработка результатов

1. Привести объём воздуха в колбе (V) к нормальным условиям, используя объединенное уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

Ро Vо = PV , (1)

То Т

где То = 273 К, Ро = 101,325 кПа, V - объём колбы, Р - атмосферное давление (показание барометра), Т - комнатная температура (показание термометра).

2.Вычислить массу воздуха m3 в колбе, зная, что масса 1 л воздухапри н.у. равна 1,29 г.

3. Вычислить массу оксида углерода (IV) m4 в колбе:

m4 = m2 - (m1 - m3) (2)

4. Вычислить плотность оксида углерода (IV) по воздуху:

D(возд) = m4 / m3

5. Вычислить относительную молекулярную массу оксида углерод (IV) по формуле:

Мr(CO2) =29 .D(возд)

6.Вычислить относительную ошибку опыта в процентах по формуле:

процент ошибки = Мr*- Мr, Мr* = 44, молекулярная масса

Мr*

Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалента цинка методом вытеснения

Вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношения, т.е. один моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества.

Масса элемента, которая соединяется с одной массовой частью (м. ч.) водорода или с восемью массовыми частями кислорода, или замещает эти массы водорода или кислорода в соединениях, называется химическим эквивалентом элемента (Э(х)) или молярной массой эквивалента (М(Э(х)).

Например, в Н2О с одной м. ч. водорода соединяются восемь м. ч. кисло-рода (2 : 16 = 1 : 8), значит (М(Э(О)) = 8 г/моль); в НС1(1: 35,5), М(Э(Cl)) = 35,5 г/моль; в H2S (1: 16), М(Э(S)) = 16 г/моль.

Между относительной атомной массой (Ar), степенью окисления (n) и эквивалентом данного элемента (Э) существует такая взаимосвязь:

Э = Ar / n.

Эквивалент вещества (х) выражается в виде:

Э(х) = 1/z х,

где z- эквивалентное число. z показывает, сколько эквивалентов вещества х содержится в одной формульной единице этого вещества.

Фактор эквивалентности (fэкв) - это число, обозначающее, какая доля частицы вещества является эквивалентом. Так, для реакции полной нейтрализации серной кислоты эквивалент выражается так:

Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4 (z =2, fэкв = 1/2 ).

Запишем молекулярное уравнение реакции относительно одного иона водорода и мы увидим факторы эквивалентности:

1/2H2SO4 + NaОН = 1/2Na2SO4 + H2O,

Э(H2SO4) = 1/2H2SO4, М(Э(H2SO4)) = М(1/2H2SO4) = 98 / 2 = 49 г/моль,

Э(NaОН) = NaОН, М(Э(NaОН)) = М(NaОН) = 40г/моль,

Э(Na2SO4) = 1/2Na2SO4, М(Э(Na2SO4)) = М(1/2Na2SO4) = 142/2 = 71 г/моль

Или в реакции нейтрализации:

1) H3РO4 + NaОН = NaН2РO4 + H2O

z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Э(H3РO4) = H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(NaН2РO4) = NaН2РO4.

H3РO4 + 2NaОН = Na2НРO4 + 2H2O,

записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:

1/2H3РO4 + NaОН = 1/2Na2НРO4 + H2O

z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1 z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Э(H3РO4) = 1/2H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na2НРO4) = 1/2Na2НРO4

3) H3РO4 + 3NaОН = Na3РO4 + 3H2O,

записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:

1/3H3РO4 + NaОН = 1/3Na3РO4 + H2O

z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Э(H3РO4) = 1/3H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na3РO4) = 1/3Na3РO4

Таким образом, для кислот эквивалентное число z равно числу замещаемых в реакции ионов водорода.

Определим теперь эквивалент основания в реакции обмена:

1) Fe(ОН)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

или на 1 моль HCl: 1/3Fe(ОН)3 + HCl = 1/3FeCl3 + H2O

z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Таким образом, для оснований эквивалентное число z равно числу замещаемых гидроксид-ионов.

Если взаимодействуют соли

FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl + Fe(NO3)3 ,

то их эквиваленты можно определить, записав реакцию на 1 моль AgNO3

1/3FeCl3 + AgNO3 = AgCl + 1/3Fe(NO3)3

z=3, fэкв =1/3 z=1, fэкв =1 z=1, fэкв =1 z=3, fэкв =1/3

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Отсюда следует:

Э(FeCl3) =1/3FeCl3, М(Э(FeCl3)) = М(1/3FeCl3) = 162,5/3 = 54,17 г/моль.

Э(AgNO3) = AgNO3, М(Э(AgNO3)) = М(AgNO3) = 170 г/моль.

Э(AgCl ) = AgCl, М(Э(AgCl )) = М(AgCl) = 143,5 г/моль

Э(Fe(NO3)3) = 1/3Fe(NO3)3, М(Э(Fe(NO3)3)) = М(1/3Fe(NO3)3) = 80,67 г/моль.

Таким образом, для соли эквивалентное число z равно произведению количества замещаемых ионов металла на заряд катиона или произведению количества замещаемых анионов кислотных остатков на их заряд.

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента (г/моль), или эквивалентной массой. Молярная масса эквивалента вещества (х) обозначают так:

М(Э(х)) = М((1/z)х)



Таким образом, молярная масса эквивалента вещества всегда в z раз меньше молярной массы этого вещества:

М(Э(Х)) = М((1/z)х) = М(х) / z

Объем одного моля эквивалентов газообразного вещества называют эквивалентным объемом или молярным объемом эквивалента (V(1/z Х):

н((1/z)х) = V(х) / V((1/z)х) или V((1/z)х) = V(х) / н((1/z)х), л/моль, м3/моль.

Молярный объем (Vm) и эквивалентный объем (V((1/z)х)) связаны соотношением: V((1/z)х) = Vm / z..

Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях определяется числом переносимых от одной формульной единицы восстановителя к одной формульной единице окислителя электронов:

3Cu + 2HNО3 + 6HNО3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

NО3- + 4H+ + 3з = NO + 2H2O, M(Э(HNО3)) = 1/3 M(HNО3)

Cu - 2з = Cu2+ , M(Э(Cu )) = 1/2 M(Cu)

В реакции восстановления водорода запишем полуреакцию

2Н+ + 2з = Н20

на 1 моль ионов водорода

Н+ + 1з = 1/2Н2

Тогда получим:



Э(Н+) = Н+, М(Э(Н+)) = М((Н+) = 1 г/моль, Э(Н2) =1/2Н2, М(Э(Н2)) =1/2М(Н2).

Поэтому 1 моль эквивалентов водорода при н.у. занимает объем:

Vm (Э(Н2)) = 22,4 : 2 = 11,2 (л/моль)

Аналогично для полуреакции

О2 + 4з = 2О-2

получим:

Э(О2) = 1/4О2, М(Э(О2)) = 1/4М(О2) = 32/4 = 8 г/моль.

Поэтому 1 моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем

Vm(Э(О2)) = 22,4 : 4 = 5,6 (л/моль).

И так, для любого газообразного вещества х при н.у. можно записать:

Vm (Э(х)) = Vm ((1/z)х) = Vm (х)/z

Эквивалентное число z оксида в реакции обмена равно произведению числа молей атомных частиц на его степень окисления в оксиде. Например, для реакции

СаО + 2НСl = CaCl2 + H2O



получим:

1/2 СаО + НСl = 1/2CaCl2 + 1/2H2O

z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1 z=2, fэкв =1/2 z=2, fэкв =1/2

1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент 1 эквивалент

Отсюда следует:

М(1/2 СаО) = 56 г/моль : 2 = 28 г/моль, М(НСl) = 36,5 г/моль : 1 = 36,5 г/моль, М(1/2 CaCl2) = 111 г/моль : 2 = 55,5 г/моль, М(1/2 H2O) = 9 г/моль,

М(1/2 Са+2) = 40 г/моль : 2 = 20 г/моль.

Закон эквивалентов

Массы веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции (m1 и m2), пропорциональны их молярным массам эквивалентов (М(Э(х1)) и М(Э(х2))):

т1 / М(Э(х1)) = m2 / М(Э(х2))

Аналогично для газообразных веществ закон эквивалентов можно записать так: V1 / V((1/z)х1)= V2 / V((1/z)х2)

Экспериментальная часть

Ход работы. С помощью преподавателя собрать прибор, состоящий из прикрепленных к штативу и соединенных между собой резиновой трубкой бюретки и воронки. Бюретку заполнить водой. Воду в бюретке и воронке установить на одинаковом уровне. Отмерить в пробирку 2 мл разбавленной серной или соляной кислоты. Затем взвешенный кусочек цинка (m1) расположить на внутренней стенке пробирки с кислотой, после чего пробирку плотно закрыть пробкой с газоотводной трубкой. Конец газоотводной трубки соединить с бюреткой.

Отметить и записать в тетрадь уровень воды в бюретке ( h1). Затем встряхнуть кусочек цинка в кислоту. По окончании реакции и после остывания пробирки снова привести воду в бюретке и воронке к одинаковому уровню. Затем отметить и записать уровень воды в бюретке (h2), показания термометра (T, K ) и барометра (Р, кПа).

Форма записи наблюдений

Масса цинка - m1, г

Температура - T, K, (показание термометра)

Атмосферное давление - Р, кПа (показание барометра)

Давление насыщенного водяного пара - Р(H2O), кПа (табл.)

Уровень воды в бюретке до реакции - h1, мл

Уровень воды в бюретке после окончания реакции - h2, мл

Обработка результатов

1. Вычислить объем водорода, вытесненного цинком по формуле:

V(H2) = h2 - h1

2. Привести объем водорода V(H2) к н.у., выразив Vо из объединенного уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

Ро Vо = PV ,

То Т

в котором вместо Р следует использовать:

Р' = Р - Р(H2O)

3. Вычислить массу выделившегося водорода (m2) при н.у. по формулам:

n = Vо / Vm , m2 = n.M(H2)

4. Рассчитать молярную массу эквивалента цинка по формуле:

M(Э(zn)) = m1 / m2

5. Вычислить процент ошибки опыта по формуле:



процент ошибки = M(Э*(zn)) - M(Э(zn)) ,

M(Э*(zn))

где M(Э*(zn )) = молярная масса эквивалента цинка, рассчитанная по формуле

M(Э*(zn)) = Ar(zn) / 2 = 65,4 / 2 =32,7 г/моль

Лабораторная работа 3. Скорость химических реакций

Теоретическая часть

Скоростью реакции называется изменение концентрации вещества за единицу времени при неизменном объёме системы:

хгом = ± Дn / V . Дф (моль /(л . сек) (1)

или хгом = ± ДС / Дф , (моль /(л . сек) (2)

Скорость гетерогенной реакции:

хгет = ± Дn / S .Дф (моль /(см2 . сек) (3)

Отношение предельно малой величины изменения концентрации (dC) к предельно малому промежутку времени (dф) определяет истинную скорость реакции в момент времени ф: хгом = ± dC / dф (4)

Скорость химической реакции можно определить либо по изменению концентрации исходного вещества: хгом = - dC / dф,

либо по изменению концентрации получаемого в результате реакции вещества: хгом = dC / dф (5)

Закон действующих масс

При постоянной температуре скорость химической реакции в гомогенной среде прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Так для реакции А + В = С можно записать:

х = к .[A] .[B] или х = k .CA .CB (6)

Константа скорости химической реакции (k) при постоянной температуре будет величиной постоянной для каждой реакции. Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости реакции. k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации последних.

Когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л, k равна скорости реакции х = k. В этом и заключается физический смысл k.

Константа скорости реакции нулевого порядка:

k = (1/ ф) . (C0 - C) (7)

Константа скорости реакции первого порядка:

k = (1/ ф) . ln (C0 / C) или k = 2,303. (1/ ф) . lg (C0 / C) (8)

Константа скорости реакции второго порядка:

k = 1/ ф. (1/С - 1/C0) (9)

Закон действующих масс применим только к простейшим реакциям, когда уравнение реакции точно отражает ее ход, т.е. все атомы (молекулы) исходных веществ сталкиваются одновременно и участвуют в элементарном акте химического превращения.

Скорость сложных химических реакций определяется скоростью наиболее медленно протекающей. Для газовых реакций этот закон является строгим только в пределах применимости законов идеальных газов. Он также применим и к реакциям в растворах, но только при большом разбавлении.

В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действующих масс вводят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе.

В грубом приближении зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

хt2 = хt1. (t2 - t1) /10 или хt2/хt1 = (t2 - t1) /10 (10)

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции (), показывающим, во сколько раз увечилась константа скорости при увеличение температуры на 10С

= kt+10 / kt (11)

Зависимость скорости реакции от температуры более точно выражается уравнением Аррениуса для константы скорости реакции: k = А. е-Е/RT (12),

где k- константа скорости реакции; А - предэкспоненциальный множитель, постоянная, независящая (слабозависящая) от температуры; е - основание натурального логарифма; Еа - энергия активации; е-Е/RT -экспоненциальный множитель, показывающий долю активных молекул.

Чем выше значение Еа, тем меньше активных молекул и тем ниже константа и скорость химической реакции.

Для двух констант и двух температур энергия активации имеет следующее выражение:

Еа = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2/k1) (13)

или Еа = 2,303R (T2T1 / (T2-T1)). lg(k2/k1), T2 >T1

Запишем выражение (13) для прямой и обратной реакции:

Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2пр/k1пр) (14)

Еа.обр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2обр/k1обр) (15)

Тогда получим:

-?Н = Еа.обр - Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К1 / К2)

или

?Н = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К2 / К1) (16)

Соотношение (16) позволяет по двум константам равновесия К1 и К2 при двух температурах T1 и T2 вычислить изменение энтальпии реакции или константу равновесия.

Уравнение (16) можно записать также в виде:

ln (К2 / К1) = (?Н / R ) . (1/ T2 - 1/ T1) (17)

Зависимость скорости реакции от температуры Т, энергии активации Еа и энтропии активации ДSа определяется выражением для константы скорости реакции:

k = z . e -Е/RT . e ДS/R,

где z -общее число столкновений между молекулами в секунду или коэффициент пропорциональности; e ДS/R - стерически множитель или фактор вероятности надлежащей ориентации сталкивающихся молекул.

Экспериментальная часть

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции при постоянной температуре

1. Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия (Na2SO3S): в первую - 1 мл, во вторую - 2 мл, в третью - 3 мл. Затем в первую добавить 2 мл воды, во вторую - 1 мл воды, в третью воду не добавлять. После этого в каждую пробирку добавить по 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора в каждой пробирке.

Реакция протекает относительно медленно и сопровождается выделением в осадок серы. Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции:

Na2S+6O3S-2 + H2SO4 = SO2 + S + Na2SO4 + H2O

S+6 +6е = S0 1

S-2 -6е = S+4 1

условно можно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до появления едва заметного помутнения полученного раствора.

Результаты занести в таблицу:

Таблица 1

Изобразите эту зависимость графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na2SO3S , а на оси ординат - э .

2. Взаимодействия йодата калия с сульфитом натрия в сернокислой среде. Отмерить в одну пробирку 3 мл раствора йодата калия, в другую -3 мл сульфита натрия, подкисленного серной кислотой и содержащего несколько капель крахмала. Быстро прилить второй раствор к первому. Отметить время сливания растворов и момент появления окраски. Повторить опыт, уменьшив концентрацию второго раствора в два раза. Полученные результаты занести в таблицу:

Таблица 2

2NaIO3(р) + 5Na2SO3(р) + Н2SO4(р) = I2v + 6Na2SO4 + 3H2O

Протекают колебательные реакции:

NaIO3(р) + 3Na2SO3(р) = NaI + 3Na2SO4 (в присутствии Н2SO4)

NaIO3(р) + 5NaI(р) + 3Н2SO4(р) = 3I2v + 3Na2SO4 + 3H2O (ММК)

3I2 + 3Na2SO3(р) + 3H2O = 6NaI + 3Н2SO4

Влияние температуры на скорость химической реакции

Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три нумерованные пробирки налить по 1 мл раствора тиосульфата натрия Na2SO3S. Отметить температуру воздуха в лаборатории. В первую пробирку добавить 1 мл 2 н. раствора H2SO4, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.

Вторую пробирку поместить в стакан с водой и нагреть до температуры, превышающую комнатную на 10 С (следить по термометру). В эту же воду опустить пробирку с 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Затем содержимое пробирок слить, встряхнуть и отметить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.

Аналогично нагреть третью пробирку до температуры, превышающую комнатную на 20 С и проделать тот же самый опыт. Полученные данные занести в таблицу:

Таблица 3

Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции

Na2S+6O3S-2 + H2SO4 SO2 + S + Na2SO4 + H2O

условно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до помутнения полученного раствора ( э =1/) и занести также в таблицу.

Построить график зависимости э от температуры и определить характер этой зависимости.

Скорость гетерогенных химических реакций

Влияние степени смешения реагентов на скорость реакции. Положить в сухую фарфоровую ступку около 0,01 г порошка безводного сульфата меди и несколько кристаллов йодида калия. Перемешать пестиком эти вещества, а затем растереть их. Что наблюдается? Прилить к полученной смеси несколько капель воды. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции.

Лабораторная работа 4. Химическое равновесие

Теоретическая часть

Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и обратной реакций: х = хпр - хобр. Когда хпр = хобр, хпр - хобр = 0, концентрации всех веществ постоянны и не изменяются со временем, наступает динамичес-кое химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия (К).

При хпр = хобр для реакции aA + bB = cAB получим

kпр. [А]a . [В]b = kобр. [AB]c

или kпр / kобр = [AB]c / [А]a . [В]b ,

К = [AB]c / [А]a . [В]b

Численное значение константы (К) характеризует выход данной реакции. Константа химического равновесия не зависит от энергии активации и концентрации. Катализаторы не влияют на константу равновесия, а, снижая энергию активации и повышая энтропию активации, ускоряют достижение равновесия.

К зависит от температуры, от изменений энтальпии (теплового эффекта) реакции и энтропии:

К = е ?S/ R .е -?H/RT = е (T?S -?H) /RT

или lnK= (T?S - ?H) / RT.

Влияние изменения внешних условий на состояния химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие.

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие сместится в сторону расхода этого вещества. При уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие сместится в сторону образования этого вещества. Системы, содержащие только жидкие или твердые реагенты, на изменение давления практически не реагируют.

При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ, т.е. - в сторону меньших мольных объемов.

Для реакций, проходящих без изменения объема, изменение давления практически не сказывается на смещении равновесия.

Скорость экзотермических реакций увеличивается по мере понижения температуры процесса до определенного значения, так как при этом облегчается отвод тепла. А при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической химической реакции.

Так как катализаторы в одинаковой мере ускоряют и прямую, и обратную реакции, сдвигать химическое равновесие они не могут.

Экспериментальная часть

1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие. Налить в пробирку по 1 мл раствора FeCl3 и раствора роданида аммония NH4SCN. Полученный раствор окрашивается в красный цвет.

Написать уравнение реакции

Fe3+ + 3SCN- - Fe(SCN)3

Изменение концентрации Fe(SCN)3 сказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции.

Полученный раствор разлить в четыре пробирки. В первую прилить 1 мл раствора FeCl3, во вторую - 1 мл раствора NH4SCN, в третью - 1микрошпатель соли NH4Cl, четвертую пробирку оставить в качестве эталона. В каждом случае после тщательного встряхивания пробирок отметить изменение интенсивности окраски раствора.

На основании закона действующих масс и константы химического равновесия объяснить происходящие явления. Результаты опытов свести в таблицу:

Таблица 4

2. Обратимость смещения химического равновесия. В пробирку налить 1 мл раствора K2Cr2O7 (оранжевый) и добавить по каплям концентрированный раствор щелочи. Наблюдать за изменение окраски раствора. Когда раствор пожелтеет, добавить по каплям концентрированную серную кислоту до появления оранжевой окраски. После чего снова прибавить несколько капель щелочи до появления желтой окраски раствора.

В растворе имет место равновесие:

Cr2O72- + ОН- - 2CrO42- + Н+

(оранжевый) (желтый)

Изменение концентрации ионов Н+ и ОН- приводит к смещению этого равновесия. Отсюда следует, что дихромат-ионы Cr2O72- усточивы в кислой среде, а хромат-ионы CrO42- - в щелочной среде.

3. Влияние температуры на химическое равновесие. Термическая диссоциация двуокиси азота. Использовать для опыта два сообщающихся сосуда, заполненных двуокисью азота. Колбу 1 опустить в стакан, заполнен-ный снегом или толченым льдом, колбу 2 поместить в стакан с водой. Подогреть стакан с водой и наблюдать изменение цвета газа в обеих колбах.

2NO2(г,бурый) - N2O4(г,бесцветный)

В какую сторону смещается равновесие при охлаждении?

Лабораторная работа № 5. III. Катализ

Теоретическая часть

Вещества, не расходующиеся в результате реакции, но влияющие на её скорость, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов называется катализом (разрушение). Такие реакции называются каталитическими. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему.

Механизм гомогенного катализа объясняют на основе теории промежуточных соединений, согласно которому катализатор (К) образует с одним из исходных веществ промежуточное соединение (АК). Затем последнее реагирует с другим исходным веществом с восстановлением катализатора.

Причина возрастания скорости реакции сводится к уменьшению энергии активации этой реакции. Катализатор может способствовать достижению необходимой для взаимодействия молекул ориентации, повышая энтропию активации.

Установлено что скорость реакции пропорциональна концентрации катализатора.

Действие катализатора на состояние химического равновесия не сказывается, т.к. он ускоряет как прямую, так и обратную реакцию (ускоряет достижение химического равновесия).

При гетерогенном катализе между катализатором (К) и веществом существует поверхность раздела фаз. Реакции при гомогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность катализатора (К) зависит от свойств его поверхности: её величины, химического состава, строения и состояния.

Полагают, что на поверхности катализатора -адсорбента имеются активные центры. Вещества адсорбируются на этих центрах, в результате чего увеличивается концентрация их на поверхности катализатора. Под действием катализатора у адсорбированных молекул ослабляются связи между атомами и они делаются более реакционноспособными.

Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора определяется формулой

ln (k?/k) = 2,3 lg (k?/k) = Еа - Еа? / RT,

где k? и Еа? - константа скорости и энергия активации каталитической реакции соответственно.

Автокаталитическими называются реакции, в которых катализатором является одно из исходных веществ или один из продуктов реакции.

Экспериментальная часть

Гомогенный катализ. В пробирку влить 1 мл раствора хлорида железа FeCl3 и добавить 1 мл раствора родонида калия КСNS. Полученный красного цвета раствор родонида железа Fe(CNS)3 разлить в три пробирки.

В одну прибавить 5-6 капель раствора тиосульфата натрия Na2S+6O3S-2 и отметить время обесцвечивания раствора по реакции

2Fe(SCN)3 + 2Na2S+6O3S-2 = 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6

В другую пробирку прилить 5-6 капель раствора сульфата меди CuSO4 и добавить столько же раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Отметить время течения реакции.

Каково влияние CuSO4 (катализатора) на скорость реакции?

2. Автокатализ. В три пробирки налить по 1 мл: воды - в первую, 2 н. раствора HNO3 - во вторую и в третью. В первую прилить 1 мл раствора NaNO2 и 1 мл 1 н. раствора H2SO4, во вторую - 2 мл воды, в третью - 1 мл 1 н. раствора NaNО2 и 1 мл 1н. раствора H2SO4.

В первой пробирке содержатся HNO2 и продукты её распада NO и NO2, во второй - HNO3, в третей - HNO3 и NO2.

Затем в каждую пробирку добавить по кусочку меди. Сравнить результаты опытов.

Реакция окисления меди азотной кислотой является типичным автокаталитическим процессом (NO2 - катализатор).

Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Поясните значение терминов катализатор, ингибитор, фермент, каталитический яд. Как современная теория объясняет механизм действия катализаторов?

Лабораторная работа 6. Очистка твердых веществ от примесей

Теоретическая часть

Наиболее употребительными методами очистки являются: для твердых веществ - перекристаллизация и возгонка, для жидкостей- фильтрование и перегонка, для газов - отделение примесей путем поглощения их различными химическими реагентами.

Сущность перекристаллизации заключается в том, что при охлаждении раствор оказывается перенасыщенным только по отношению к основному веществу, в то время как примеси остаются в маточном растворе. Если перекристаллизацию можно повторить несколько раз, то можно достичь глубокой очистки вещества.

Существует несколько видов перекристаллизации: политермическая, изотермическая, перекристаллизация с введением в концентрированный раствор других веществ. Сущность политермической кристаллизации заключается в том, что готовят концентрированный раствор при повышенной температуре, затем его охлаждают до комнатной или до более низкой температуры. Выпадают кристаллы. Чем больше перепад температуры, тем больше образуется кристаллов.

Изотермическая кристаллизация заключается в том, что вещества кристаллизуются при неизменной температуре. Между жидкой фазой и газообразной при данной температуре устанавливается равновесие. Если уменьшить концентрацию паров над раствором, то растворитель будет испаряться, при этом концентрация раствора увеличивается и растворенное вещество кристаллизуется.

Некоторые соли кристаллизуются из концентрированных растворов при введении веществ, которые снижают их растворимость. Этот процесс называется высаливанием. Например, при добавлении спирта к концентрированному на холоде раствору сульфата железа (П) получается обильный осадок чистого FeSО4.7H2О. После кристаллизации остается маточный раствор.

Кроме классического метода очистки веществ перекристаллиизацией, используются также более современные методы: возгонка, зонная плавка (кристаллизация из расплава), транспортные реакции (реакции переноса веществ), дистилляция и ректификация, экстракция, хроматография, электролиз.

Экспериментальная часть

Очистка твердых веществ от примесей перекристаллизацией

1. Очистка дихромата калия. Пользуясь таблицей растворимости, рассчитать, какое количество дихромата калия необходимо взять, чтобы получить насыщенный при 60° раствор исходя из объема воды 50 мл (использовать при этом таблицу растворимости).

Отвесить на технохимических весах рассчитанное количество растертого в ступке дихромата калия. Высыпать навеску соли в химический стакан, отмерить цилиндром 50 мл воды и перелить в стакан с бихроматом калия. Стакан с содержимым поставить на асбестовую сетку и нагреть пламенем газовой горелки почти до кипения, помешивая раствор стеклянной палочкой. Раствор нагревают почти до кипения и лишь тогда фильтруют.

Для отделения нерастворимых примесей следует профильтровать горячий раствор сквозь складчатый фильтр в другой стакан, пользуясь воронкой для горячего фильтрования. Непрерывно помешивая, охладить фильтрат до комнатной температуры, а затем в бане со льдом --до 0°.

Выпавшие кристаллы отфильтровать на воронке Бюхнера. Исследовать маточный раствор на наличие в нем примеси сульфата калия. Для этого к 2-3 мл маточного раствора, разбавленного 5--10 мл дистиллированной воды, прибавить 1-2 капли концентрированной соляной кислоты и раствора хлорида бария. Аналогичным образом определить, присутствует ли примесь сульфата калия в выделенном твердом дихромате калия. Сравнитъ полученные результаты.

Перенести дихромат калия в фарфоровую чашку и поставить ее на 30-40 мин в сушильный шкаф (100°). После охлаждения взвесить на технохимичес-ких весах.

Высушивание производить до постоянного веса. Определить выход в процентах по отношению к исходной навеске. Вещество сохранить.

2. Очистка хлорида аммония (натрия, калия). Приготовить насыщенный раствор хлорида аммония при 60°, взяв для этого 50 мл воды и рассчитанное количество соли (использовать при этом таблицу растворимости).

Нагретый почти до кипени раствор профильтровать через воронку для горячего фильтрования, фильтрат перелить в фарфоровую чашку, поставить на баню и упарить до половины начального объема. Перенести содержимое чашки в стакан и охладить в ванне со льдом. Выпавшие кристаллы отфильтровать на воронке Бюхнера, высушить на воздухе. Вычислить выход в процентах.

Очистка возгонкой

Очитка йода. На дно низкого стакана без носика положить 5 г кристаллического йода и 0,2 г йодида калия. Вставить в этот стакан колбочку, имеющую внизу отросток. Наполнить колбочку холодной проточной водой. Поместить прибор на асбестовую сетку и осторожно нагревать дно стакана пламенем газовой горелки. Следить за тем, чтобы вода в колбочке была во время опыта холодной. Что наблюдается? Кристаллы возогнанного йода собрать в бюкс или на часовое стекло и взвесить. Определить выход йода в процентах.

Лабораторная работа 7. Растворы. Растворимость солей. Произведение растворимости

молекулярный катализ углерод

Теоретическая часть

Процесс химического растворения твердого вещества в воде (и не только в воде) в случае равновесия в растворе малорастворимого (или практически нерастворимого вещества) можно выразить уравнением.

CaSO4 + (n+m)H2O [Ca(H2O)n]2+ + [SO4 (H2O)m]2-

Это уравнение в явном виде показывает, что важнейшей причиной растворения является гидратация ионов Ca 2+ и SO42-.

В случае равновесия в растворе малорастворимого (или практически нерастворимого вещества) выражение для константы равновесия в насыщенном растворе можно записать с использованием равновесных концентраций

Kc = [[Ca(H2O)n]2+] [[SO4 (H2O)m]2-] / [[H2O]n+m

Так как равновесная концентрация воды в разбавленном растворе практически постоянна, можно записать

KГ(CaSO4) = Kc .[H2O]n+m =[[Ca(H2O)n]2+] [[SO4 (H2O)m]2-]

То же самое упрощенно

KГ(CaSO4) = [Ca 2+aq][ SO42-aq] или KГ(CaSO4) =[Ca 2+][ SO42-]

Получившаяся величина (KГ) носит название константы гидратации.

В рамках теории электролитической диссоциации равновесие в растворе CaSO4 записывается так:

CaSO4 Ca 2+ + SO42-

Соответствующая константа называется произведением растворимости и обозначается буквами ПР:

ПР(CaSO4) = [Ca 2+][ SO42-]

Определение растворимости дихромата калия. Приготовить насыщенный при комнатной температуре раствор дихромата калия. Пользуясь таблицей растворимости, рассчитать количество дихромата, требуемое для насыщения 50 мл воды (взять 10% избытка дихромата), перенести в колбу объемом 100 мл и прилить 50 мл воды. Перемешать содержимое колбы 2-3 мин. и измерить температуру раствора. Затем отфильтровать нерастворившуюся соль, собирая фильтрат в сухую колбу.

Взвесить фарфоровую чашку на технохимических весах, от полученного фильтрата отобрать 20 мл раствора и перенести в чашку, взвесить чашку с раствором. Поставить чашку на водяную баню и упарить досуха, затем чашку поместить в сушильный шкаф. После высушивания и охлаждения, взвесить чашку с веществом и определить растворимость. Полученные результаты занести в таблицу:

1.Температура насыщения раствора, оС

2. Объем раствора, взятого для выпаривания, мл

3. Масса фарфоровой чашки, г

4. Масса чашки с раствором, г

5. Масса раствора, г

6. Масса чашки с сухой солью, г

7. Масса сухой соли, г

8. Растворимость, г в 100 г воды

Влияние температуры на растворимость солей

1. Алюмокалиевые квасцы (KAl(SO4)2.12H2O). В пробирку с 3 мл воды положить около 2 г алюмокалиевых квасцов. Наблюдать, растворяются ли квасцы в этом количестве воды на холоду? Если нет, то нагреть содержимоепробирки почти до кипения. Что наблюдается? Дать раствору остыть. Что происходит при этом? Как меняется растворимость квасцов с изменением температуры?

2. Хлорид натрия. Растворить при нагревании около 2 г хлорида натрия в 3 мл воды. Слить прозрачный горячий раствор в сухую пробирку. Что наблюдается при охлаждении раствора?

3. Ацетат кальция. В сухую пробирку налить немного насыщенного раствора ацетата кальция и нагреть его, а затем охладить струей воды из водопроводного крана. Что наблюдается?

Используя таблицу растворимости, начертить кривые растворимости квасцов, хлорида натрия и ацетата кальция, отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат -- концентрацию насыщенного раствора.

Приготовление пересыщенных растворов

1. Пентагидрат сульфата меди (СuSO4.5H2O). Рассчитать, какое количество кристаллогидрата сульфата меди (медного купороса) надо взять на 10 мл воды, чтобы приготовить раствор, насыщенный при 60°. Полученный при нагревании раствор довести почти до кипения и быстро отфильтровать через складчатый фильтр на воронке для горячего фильтрования (воронка должна быть горячей). Пробирку с фильтратом закрыть кусочком ваты. Если в фильтрате образовались кристаллы, их необходимо перевести в раствор осторожным нагреванием.

Раствор охладить и внести в него маленький кристаллик исходной соли. Что наблюдается? Изменяется ли температура раствора?

Нагреть пробирку с содержимым, чтобы снова получить прозрачный раствор, осторожно охладить его и потереть стеклянной палочкой внутрен-нюю стенку пробирки с раствором. Объяснить выпадение кристаллов.

2. Тиосульфат натрия (Na2SO3S). Положить несколько кристаллов соли всухую пробирку и очень медленно нагреть. Что происходит? Закрыв пробирку ватой, дать ей охладиться. Охлажденную до комнатной температуры пробирку резко встряхнуть. Что при этом наблюдается?

Нагреванием пробирки с солью снова получить прозрачный раствор. Охладить и внести маленький кристаллик исходного вещества. Описать наблюдаемое явление.

Тепловые явления при растворении солей

Наблюдать тепловые явления, происходящие при растворении в 50 мл воды 0,1 моля следующих солей: нитрата аммония, безводного сульфата натрия, декагидрата сульфата натрия. Для этого налить в стакан (емкостью 100 мл) 50 мл воды, измерить ее температуру и, всыпав соответствующее количество соли, наблюдать за изменением температуры. Дать объяснение происходящим явлениям.

Начертить кривые растворимости указанных солей (см. таблицу растворимости). Какую зависимость можно отметить между теплотой растворения вещества и изменением его растворимости с температурой?

Произведение растворимости.

Осаждение труднорастворимых солей. Налить в три пробирки по 2-3 мл раствора хлоридов бария, стронция и кальция. В первую пробирку прилить раствор сульфата натрия, во вторую - насыщенный раствор сульфата кальция и в третью - насыщенный раствор сульфата стронция.

Написать уравнения химических реакций в молекулярной и сокращенно-ионной формах. Объяснить образование осадков, пользуясь понятием произведения растворимости. В каких случаях при сливании растворов солей не происходит образования осадка?

Растворение труднорастворимых солей. Получить в пробирках осадки карбоната кальция и оксалата кальция действием соответствующих растворов солей. Декантировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной кислоты. Повторить опыт, заменив уксусную кислоту на соляную. Что при этом происходит?

Написать уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах. Объяснить полученные результаты на основании величин констант диссоциации кислот и произведения растворимости.

Упражнения

1.Зная произведение растворимости, рассчитать концентрацию вещества в насыщенном растворе BaSO4к и Ca(OH)2кр.

1) BaSO4кр Ba2+ + SO42-

ПР(BaSO4) = [Ba2+][SO42-] = 1,8.10-10 моль2/л2. C(BaSO4) = [Ba2+] = [SO42-] =v ПР(BaSO4) =v 1,8.10-10 моль2/л2 = 1,34.10-5 моль/л.

2) Ca(OH)2кр Ca2+ + 2OH-

ПР[Ca(OH)2] = [Ca2+][OH-]2 = 6,3.10-6 моль3/л3.

[OH-] = 2[Ca2+] ПР[Ca(OH)2] = [Ca2+]{2[Ca2+]}2 = 4[Ca2+]3

c[Ca(OH)2] = [Ca2+] = = = 1,16.10-2 моль/л.

2. Выпадет ли осадок гидроксида меди при добавлении 100 мл 0,01 М раствора гидроксида кальция к равному по объему 0,001 М раствору сульфата меди?

Cu2+ + 2OH- Cu(OH)2

Осадок гидроксида меди образуется, если произведение концентраций ионов Cu2+ и OH- будет больше произведения растворимости этого малорастворимого гидроксида. После сливания равных по объему растворов общий объем раствора станет в два раза больше, чем объем каждого из исходных растворов, следовательно, концентрация каждого из реагирующих веществ (до начала реакции) уменьшится вдвое. Концентрация в полученном растворе ионов меди составит

c(Cu2+) = (0,001 моль/л) : 2 = 0,0005 моль/л.

Концентрация гидроксид ионов составит

c(OH-) = (2.0,01 моль/л) : 2 = 0,01 моль/л.

Произведение растворимости гидроксида меди составит

ПР[Cu(OH)2] = [Cu2+][OH-]2 = 5,6.10-20 моль3/л3.

Произведение концентраций ионов в растворе составит

c(Cu2+).{ c(OH-)}2 = 0,0005 моль/л.(0,01 моль/л)2 = 5.10-8 моль3/л3.

Произведение концентраций больше произведения растворимости, следовательно, осадок выпадет.

3. Выпадет ли осадок сульфата серебра при сливании равных объемов 0,02 М раствора сульфата натрия и 0,04 М раствора нитрата серебра?

2Ag+ + SO42- - Ag2SO4v

Концентрация в полученном растворе ионов серебра равна

c(Ag+) = (0,04 моль/л) : 2 = 0,02 моль/л.

Концентрация в полученном растворе сульфат-ионов равна

c(SO42-) = (0,02 моль/л) : 2 = 0,01 моль/л.

Произведение растворимости сульфата серебра равно

ПР(Ag2SO4) = [Ag+]2.[SO42-] = 1,2.10-5 моль3/л3.

Произведение концентраций ионов в растворе равно

{c(Ag+)}2.c(SO42-) = (0,02 моль/л)2.0,01 моль/л = 4.10-6 моль3/л3.

Произведение концентраций меньше произведения растворимости, следовательно, осадок не образуется.

4. Используя значения произведений растворимости, определите концентрацию и массовую долю растворенных веществ в растворе а) хлорида серебра, б) сульфата кальция, в) фосфата алюминия.

5. Определите объем воды, необходимой для растворения при 25 oС сульфата бария массой 1 г.

6. Чему равна масса серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного при 25 oС раствора бромида серебра?

7. В каком объеме насыщенного при 25 oС раствора сульфида серебра содержится 1 мг растворенного вещества?

8. Образуется ли осадок, если к 0,05 М раствору Pb(NO3)2 добавит равный объем 0,4 М раствора KCl?

9. Определите, выпадет ли осадок после сливания 5 мл 0,004 М раствора CdCl2 и 15 мл 0,003 М раствора KOH.

10. Смешали равные объемы 0,02 М раствора СаCl2 и 0,02 М раствора КОН. Будет ли образовываться осадок, если произведение растворимости Са(ОН)2 равно 5,5.10-6. Плотность всех растворов принять равными 1 г/мл.

Лабораторная работа 8. Приготовление растворов

Теоретическая часть

Количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя, называют концентрацией раствора. Применяют следующие выражения концентрации растворов: массовая доля, мольная доля, моляльная, молярная и нормальная.

Массовую долю выражают числом единиц массы растворенного вещества, содержащихся в 100 единицах массы раствора. Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах:

щ = m(x) / m(p) или щ = (m(x) / m(p)) .100%

m(x) - масса растворенного вещества, m(p) - масса раствора.

Приготовление раствора с заданной массовой долей. Сколько граммов глауберовой соли Na2SО4 . 10Н2О и воды потребуется для приготовления 40 г 10%-ного раствора, рассчитанного на безводную соль?

Решение. Находим количество безводной соли, необходимое для приготовления 40 г 10%-ного раствора:

m(Na2SО4 ) = 40 . 0,1 = 4 г

М(Na2SО4) = 142 г/моль и М(Na2SО4 . 10Н2О) = 322 г/моль.

Находим количество Na2SО4 . 10Н2О, содержащее 4 г Na2SО4:

322 г Na2SО4 . 10Н2О = 142 г Na2SО4

х = 4 г, х = 9,07 г

9,07 г Na2SО4 . 10Н2О растворить в воде массой:

m(Н2О) = 40 - 9,07 = 30,93 г = 30,93 мл

Моляльную концентрацию раствора выражают числом молей растворенного вещества, приходящихся на 1000 г растворителя.

Пример. Определить моляльность насыщенного при 25° С раствора хлорида натрия NaCl.

Решение. В таблице находим, что при 25°С в 100 г воды растворяется 36,0 г NaCl. Следовательно, в 1000 г воды растворяется 360 г. Находим число молей NaCl в 1000 г воды: n(NaCl) = 360 / 58,5 = 6,15 моль. Это и есть моляльность раствора (m).

Приготовление раствора моляльной концентрации. Приготовить 300 г 0,2 моляльного раствора медного купороса.

Решение. М(CuSО4 . 5Н2О) = 250г/моль. Находим массу медного купороса на 1000 г воды: m(CuSО4 . 5Н2О) = 250 . 0,2 = 50 г. Находим массу раствора:

m(р) = 1000 + 50 = 1050 г.

Навеску CuSО4 . 5Н2О для приготовления 300 г 0,2 моляльного раствора находим из пропорции:

1050 = 50

300 х , х = 14,286 г

Количество воды, в котором нужно растворить эту навеску, равно

m(Н2О) = 300 - 14,286 = 285,72 г = 285,72 мл.

Молярную концентрацию выражают числом молей растворенного вещества в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называют одномолярным или молярным и обозначают 1 М. Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль растворенного вещества, то его называют децимолярным и обозначают 0,1 М. Если в 1 л раствора содержится 0,01 моль растворенного вещества, то его называют сантимолярными и обозначают 0,01 М и т. д.:

Сm = n / V (моль/л)

Пример. Определить молярность раствора, в 250 мл которого содержится 2,5 г едкого натра NaOH.

Решение. Число граммов NaOH, содержащегося в 1л раствора, находим из пропорции:

250 = 2,5

1000 х, х = 10 г

М(NaOH) = 40 г/моль. В 1 л данного раствора содержится количества вещества NaOH: n = 10 : 40 = 0,25 моль. Тогда молярная концентрация будет: Сm = 0,25 : 1 = 0,25 моль/л

Отсюда следует, что для определения молярности раствора нужно массу растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора, разделить на молярную массу.

Приготовление молярных растворов. 1. Приготовить 500 мл 0,1 М раствора дихромата калия К2Сг2О7.

Решение. М(К2Сг2О7) = 294 г/моль. Для приготовления 1 л 0,1 М раствора нужно взять 0,1 моль К2Сг2О7 или m(К2Сг2О7) = 294 * 0,1 = 29,4 г. Массу К2Сг2О7, необходимую для приготовления 500 мл раствора, находят из пропорции:

1000 = 29,4 , х = 14,7 г К2Сг2О7

500 х

Навеску 14,7 г К2Сг2О7 поместить в мерную колбу емкостью 500 мл, растворить соль в небольшом количестве воды, затем наполнить колбу водой до метки и хорошо перемешать раствор.

2. Сколько граммов медного купороса CuSО4 . 5Н2О потребуется для приготовления 200 мл 0,5 М раствора?

Решение. М(CuSО4 . 5Н2О) = 250 г/моль. Для приготовления 200 мл 0,5 М раствора потребуется:

1000 = 0,5 , х = 0,1 моль CuSО4

200 х

Следовательно, для приготовления 200 мл 0,5 М раствора потребуется:

0,1 моль CuSО4 * 5Н2О

Находим массу кристаллогидрата:

m(CuSО4 . 5Н2О) = 0.1 . 250 = 25 г

Навеску 25 г CuSО4 . 5Н2О поместить в мерную колбу емкостью 200 мл, растворить соль в небольшом количестве воды, затем наполнить колбу водой до метки и хорошо перемешать раствор.

Применение молярных растворов при проведении химических реакций. При одинаковой концентрации равные объемы растворов содержат одно и то же число молей растворенного вещества. Следовательно, легко рассчитывать, какие объемы растворов необходимо смешать при проведении указанной реакции, чтобы ни одно из веществ не осталось в избытке.

Пример 1. Какой объем 1 М раствора нитрата серебра AgNО3 нужно добавить к 100 мл 1 М раствора хлорида железа (III) FeCl3, чтобы осадить весь хлор в виде хлорида серебра?

Решение. Из уравнения реакции:

FeCl3 + 3AgNО3 = Fe (NО3)3 + 3AgCI

следует, что на один моль FeCl3 требуется три моль AgNО3. Так как исходные растворы равномолярные, то в одинаковых объемах их содержится равное число молей, поэтому к 100 мл раствора FeCl3 нужно добавить 300 мл раствора AgNО3.

Пример. Какой объем 2 М раствора NaOH потребуется для осаждения в виде Сu(ОН)2 меди, находящейся в 20 мл 0,5 М раствора сульфата меди (II) CuSО4?

Решение. Из уравнения реакции:

CuSО4 + 2NaOH = Сu(ОН)2 + Na2SО4

следует, что на один моль CuSО4 требуется два моль NaOH. Значит, на 20 мл 0,5 М раствора CuSО4 нужно взять 40 мл раствора NaOH такой же молярности. Рассчитаем объем 2М раствора NaOH:

V1С1 = V2C2 или 40. 0,5 = 2.V2 , V2 = 10 мл

Нормальную концентрацию выражают числом эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится один эквивалент растворенного вещества, называют однонормальным или нормальным и обозначают 1 н. Раствор, содержащий в 1 л 0,1 эквивалент, называют децинормальным и обозначают 0,1 н.

Пример 1. Определить нормальность раствора, содержащего в 200 мл 1,96 г серной кислоты.

Решение. Находим массу серной кислоты в 1000 мл раствора:

200 1,96

1000 = х , х = 9,8 г Н2SО4

Находим молярную массу эквивалента Н2SО4:

М(Э(Н2SО4)) = 98:2 = 49 г/моль.

Находим число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е.- нормальность раствора:

49 1

9,8 = х , х = 0,2

В одинаковых объемах растворов одной и той же нормальности содержатся эквивалентные количества веществ, которые реагируют между собой без остатка. Поэтому, например, для нейтрализации 50 мл 1 н. раствора любой кислоты нужно затратить 50 мл 1 н. раствора любой щелочи.

Если концентрации не равны, то объемы растворов веществ, вступающих в реакцию, обратно пропорциональны их концентрациям:

...