МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
НЕГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«СЕВЕРО-КАВКАЗСКИЙ ГУМАНИТАРНО-ТЕХНИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ»
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия»
для студентов специальностей:
080110 Банковское дело (КБД); 072501 Дизайн (КД)
270802 Строительство и эксплуатация зданий и сооружений (КЗС)
030912 Право и организация социального обеспечения (КП),
230115 Программирование в компьютерных системах (КПК),
100401 Туризм (КТ); 080114 Экономика и бухгалтерский учет (КЭБ)
Ставрополь
Методические указания к проведению лабораторных работ составлены в соответствии с требованиями государственного стандарта высшего профессионального образования и программой дисциплины «Химия» для студентов специальностей 080110 Банковское дело (КБД); 072501 Дизайн (КД),270802 Строительство и эксплуатация зданий и сооружений (КЗС), 030912 Право и организация социального обеспечения (КП), 230115 Программирование в компьютерных системах (КПК), 100401 Туризм (КТ); 080114 Экономика и бухгалтерский учет (КЭБ).
Методические указания включают в себя 19 лабораторных работ. Структурно каждая работа состоит из краткого теоретического обоснования по теме, подробной методики получения экспериментальных данных и их последующей обработки. В конце лабораторной работы приводятся вопросы для закрепления изученного материала и контроля знаний по теме работы.
Составители: О.А. Слепышева, преподаватель
А.В. Поволоцкий, преподаватель
Рецензент: О. А. Дюдюн, к. х. н., доцент кафедры технологии наноматериалов ФГОУ.
Данные методические указания разработаны в соответствии с ГОС СПО и ФГОС по изучению Химии студентами указанных специальностей и позволяют реализовать следующие компетенции: ОК-1,3,5
СОДЕРЖАНИЕ
Общие правила работы в химической лаборатории | |
Общие требования к выполнению лабораторного практикума и оформление лабораторного журнала | |
Лабораторная работа № 1 «Общие правила работы в химической лаборатории. Классы химических соединений» | |
Лабораторная работа № 2. . «Определение карбонатной жесткости воды» | |
Лабораторная работа № 3. «Получение, собирание и распознавание газов» | |
Лабораторная работа № 4. «Скорость химических реакций и химическое равновесие» | |
Лабораторная работа № 5. «Растворы. Приготовление растворов заданной концентрации» | |
Лабораторная работа № 6. «Химические свойства кислот» | |
Лабораторная работа № 7. «Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Испытание растворов кислот, оснований и солей индикаторами» | |
Лабораторная работа № 8. «Получение и свойства нерастворимых оснований. | |
Лабораторная работа № 9. «Факторы, влияющие на гидролиз солей» | |
Лабораторная работа № 10 «Окислительно-восстановительные реакции» | |
Лабораторная работа № 11. «Окислительно-восстановительные реакции: влияние кислотности среды» | |
Лабораторная работа № 12. «Коррозия металлов и методы защиты от коррозии» | |
Лабораторная работа № 13 «Изучение свойств соединений галогенов, серы, азота, фосфора» | |
Лабораторная работа № 14. «Изучение свойств одноатомных и многоатомных спиртов» | |
Лабораторная работа № 15. «Изучение свойств карбоновых кислот на примере уксусной кислоты» | |
Лабораторная работа № 16. «Получение этилена и исследование его свойств» | |
Лабораторная работа № 17. «Углеводы, альдегиды и кетоны» | |
Лабораторная работа № 18. «Изучение свойств амминов, аминокислот и белков» | |
Лабораторная работа № 19. «Идентификация органических соединений» | |
Приложения | |
Список литературы |
Общие правила работы в химической лаборатории и техника безопасности. Оформление лабораторных работ
Цель и содержание:ознакомиться с правилами работы в химической лаборатории, усвоить правила техники безопасности, знать меры предупреждения и предотвращения несчастных случаев.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ ЛАБОРАТОРИЯХ.
КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
цель работы:ознакомитьсяс посудой, аппаратурой и веществами, применяемыми при работе в химической лаборатории, а также с методикой их безопасного использования.
Аппаратура: инструкции по ТБ в химической лаборатории, пипетки, стаканы, бюретка и колбы, штатив с пробирками, капелтьницы.
Теоретическое обоснование
По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функции, выполняемых ими в химических реакциях. Существует 4 класса неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из ионов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН-)
Кислоты – это сложные вещества, содержащие ионы водорода и кислотный остаток.
Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металлов или продуктами замещения гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Т. е. соль рассматривают как продукт реакции нейтрализации, например:
,
,
Различают несколько номенклатур, применяемых в названиях химических веществ: по международной шкале – ИЮПАК; тривиальные или исторически сложившиеся, и устаревшие. Так кислота HCl известна под тривиальным названием «соляная»; по старой номенклатуре как «хлороводородная», а по международной квалификации – это раствор гидрохлорида водорода.
Таблица. Номенклатурные и тривиальные названия кислот
И кислотных остатков
Названия кислот | формула кислоты | Формула кислотного остатка и заряд иона | Название кислотного остатка |
Азотистая | HNO2 | NO2‾ | Нитрит |
Азотная | HNO3 | NO3‾ | Нитрат |
Бромоводородная | HBr | Br‾ | Бромид |
Хромовая | Н2CrO4 | CrO42‾ | Хромат |
Двухромовая | Н2Cr2O7 | Cr2O72‾ | Дихромат |
Иодоводородная | HI | I‾ | Иодид |
Кремниевая | H2SiO3 | SiO32‾ | Силикат |
Марганцовая | HMnO4 | MnO4‾ | Перманганат |
Марганцовистая | H2MnO4 | MnO42‾ | Манганат |
Фосфорная | H3PO4 | PO43- | Фосфат |
Уксусная | СН3СООН | СН3СОО‾ | Ацетат |
Мышьяковая | H3AsO4 | AsO43‾ | Арсенат |
Серная | H2SO4 | SO42‾ | Сульфат |
Сернистая | H2SO3 | SO32‾ | Сульфит |
Сероводородная | H2S | S2‾ | Сульфид |
Тиосерная | H2S2O3 | S2O32‾ | Тиосульфат |
Хлороводородная (соляная) | HCl | Cl‾ | Хлорид |
Угольная | Н2СО3 | СО32‾ | Карбонат |
Щавелевая | Н2С2О4 | С2О42‾ | Оксалат |
Фтороводородная (плавиковая) | HF | F‾ | Фторид |
Родановодородная | НCNS | CNS‾ | Роданид |
Циановодородная | НCN | CN‾ | Цианид |
Задание.
1. Ознакомиться с инструкцией по ТБ в химической лаборатории.
2. Ознакомится с основными видами посуды, применяемой в хим. лаборатории и методикой обращения с ней.
3. Разобрать основные классы химических соединений на примере применяемых в лаборатории реагентов.
Контрольные вопросы:
1. Какие вещества и в каком виде используют в качестве реагентов?
2. Как правильно приливать реагенты с помощью капельницы .
3. Какой примерно объем раствора используют при проведении опытов.
4. Как правильно работать с кислотами, щелочами и растворами солей?
5. Порядок оказания первой помощи.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
«ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАРБОНАТНОЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ»
Цель и содержание работы:
Ознакомиться с основами количественного анализа. Научиться определять карбонатную жесткость воды методом объемного анализа.
Теоретическое обоснование
Важнейшими показателями качества воды, определяющими пригодность ее использования для различных целей (питья, в строительном деле, охлаждения двигателей, использования на тепловых электростанциях) в сельском хозяйстве являются: содержание взвешенных веществ; сухой остаток; общая жесткость; карбонатная жесткость (общая щелочность); окисляемость; рН; содержание коррозионноагрессивных газов (СО2, H2S, SO2, O2 и др.); содержание ионов Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, SO42-, CO32-, SiO32-, Fe2+, Fe3+, Al3+.
Сухой остаток – масса солей, оставшихся после выпаривания воды. Окисляемость характеризует общее количество органических веществ в воде.
Одним из наиболее важных показателей качества воды является общая жесткость воды.
Общая жесткость воды равна сумме концентраций в ней катионов Ca2+ (кальциевая жесткость) и Mg2+ (магниевая жесткость) и выражается в миллиэквивалентах на литр (мэкв/л) (или, что одно и то же, в
миллиграмм-эквивалентах на литр (мг-экв/л).
Жо = ЖCa + ЖMg, мэкв/л (2.1)
Для пересчета выраженных в мг/л концентраций кальция С(Ca2+) и магния С(Mg2+) в мэкв/л их нужно разделить на эквивалентные массы этих катионов, т. е.
, мэкв/л,
, мэкв/л,
где 20,04 и 12,16 – эквивалентные массы соответственно Ca2+ и Mg2+.
Общая жесткость воды подразделяется на карбонатную и некарбонатную.
Карбонатная жесткость воды (ЖК) обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2.
, мэкв/л,
где С(HCO-3) – концентрация гидрокарбонат-ионов в мг/л;
61,02 – эквивалентная масса HCO3-.
Карбонатную жесткость называют также временной (устранимой), так как при кипячении растворимые гидрокарбонаты кальция и магния превращаются в нерастворимые карбонаты или оксикарбонаты:
,
,
Карбонатную жесткость часто называют щелочностью, так как гидрокарбонаты, вследствие гидролиза, придают щелочную реакцию воде:
Некарбонатная жесткость (ЖНК) обусловлена наличием в воде хлоридов, сульфатов и других некарбонатных солей кальция и магния: CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4, CaSiO3, MgSiO3 и др.
Некарбонатную жесткость называют также постоянной жесткостью.Кипячением она не устраняется. Обычно используют химические способы устранения постоянной жесткости воды.
Таким образом, общая жесткость воды равна сумме кальциевой и магниевой жесткостей, с одной стороны, и сумме карбонатной и некарбонатной жесткостей, с другой стороны.
Воды с общей жесткостью до 3 мг-экв/л называют мягкими. Солесодержание Балтийского, Каспийского, Черного морей равно 7,5-16 г/л. Общая жесткость воды морей и океанов колеблется в пределах от 215 до 225 мэкв/л, в том числе карбонатная 15 мэкв/л (табл. 2.1).
Таблица 2.1 – Классификация природных вод по величине общей жесткости
Жесткость | Содержание, мэкв/л |
Малая | <1,5 |
Средняя | 1,5-3,0 |
Повышенная | 3,0-6,0 |
Высокая | 6,0-12,0 |
Очень высокая | > 12 |
Карбонатную жесткость воды определяют методом объемного анализа. Суть его состоит в точном определении объема раствора реактива с точно известной концентрацией, израсходованного на химическую реакцию с известным объемом раствора определяемого компонента. Окончание
реакции – точку эквивалентности – устанавливают с помощью
индикатора – вещества, изменяющего в этот момент свой цвет, или с помощью приборов.
Процесс постепенного приливания реактива с точно известной концентрацией к точному объему исследуемого раствора называют титрованием.
Согласно закону эквивалентов, вещества взаимодействуют между собой пропорционально их химическим эквивалентам (т. е. 1 эквивалент одного вещества взаимодействует с 1 эквивалентом другого вещества). Поэтому в объемных определениях используют нормальные растворы.
Карбонатную жесткость определяют титрованием определенного объема исследуемой воды 0,1 н. раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого. При этом происходят реакции:
Ca(HCO3)2 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
Mg(HCO3)2 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
Расчет выполняют по формуле:
V(H2O)·Сн(H2O) = V(HCl)·Сн(HCl) (2.2)
где V(H2O) – объем воды, взятой для анализа; V(HCl) – объем 0,1 н HCl, израсходованной на реакцию с Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2; Сн(H2O) – суммарная концентрация солей Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2, г-экв/л; Сн(HCl) – концентрация HCl, г-экв/л.
Из уравнения (2.2) находим Сн(H2O) (т. е. карбонатную жесткость, выраженную в г-экв/л):
, г-экв/л. (2.3)
Выразим карбонатную жидкость в мг-экв/л или мэкв/л.
, мэкв/л. (2.4)
Пример. На титрование 100 мл воды пошло в среднем 12,26 мл 0,1016 н. HCl. Тогда карбонатная жесткость воды будет
Сн(H2O) = 12,25·0,1016/100 = 0,01225 г-экв/л, а т.к. 1 г-экв = 1000 мэкв = 1000 мг-экв, то
ЖК = 0,01225·103 = 12,25 мг-экв/л.
Аппаратура и материалы:
Стеклянная коническая колба для титрования объемом 250 мл – 3 шт., мерный цилиндр на 100 мл, стеклянные пипетки, штатив с бюреткой на 25 мл, химический стакан, метиловый оранжевый, 0,1 н. раствор HCl, водопроводная вода.
Методика и выполнение работы:
1. Отмерьте мерным цилиндром по 100 мл водопроводной воды в три конические колбы для титрования.
2. В каждую колбу добавьте по 2-3 капли индикатора метилового оранжевого.
3. Бюретку промойте дистиллированной водой и один раз раствором титранта 0,1 н. HCl.
4. После промывания заполните бюретку 0,1 н. раствором HCl до нулевой отметки. Титруйте три колбы с исследуемой водой при постоянном перемешивании до перехода желтой окраски раствора в бледно-розовый цвет.
Расчеты:
По полученным результатам (V1(HCl), V2(HCl), V3(HCl)) рассчитайте среднее значение V(HCl)ср и определите карбонатную жесткость исследуемой воды по формуле (2.3):
, г-экв/л.
Сделайте вывод о качестве воды.
Контрольные вопросы:
1.Дайте определение понятиям: «общая жесткость», «карбонатная жесткость», «некарбонатная жесткость».
2. Присутствие каких солей в природе обусловливает жесткость воды?
3. Перечислите и охарактеризуйте методы устранения жесткости воды.
4. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Na2CO3, б) NaOH; в) Сa(OH)2? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.
5. В чем заключается ионнообменный способ устранения жесткости воды?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
«Получение, собирание и распознавание газов»
Цель и содержание работы:
Научиться опытным путем получать, собирать и распознавать некоторые газы (на примерах кислорода; углекислого газа; аммиака).
Теоретияческое обоснование.
Газы играют важную роль как в природе, так и в химических процессах (газотранспортные реакции). Молекулы газов очень подвижны и легко проникают через пористые мембраны, многие полимеры. Некоторые вредные вещества переводят специально в газовую фазу, которую затем пропускают через специальные поглотители. Инертные, в химическом отношении, газы: азот, аргон, гелий аргон; применяют для защиты нагретых металлов от окисления. Кислород и углекислый газ (диоксид углерода) играют важную роль в биологии человека и растений (процессы дыхания и фотосинтеза). Угарный газ (монооксид углерода) способен блокировать работу гемоглобина, прекращая его взаимодействие с кислородом, что приводит к отравлению организма человека и животных продуктами его жизнедеятельности.
Аппаратура и материалы:
Штативы с пробирками; р-ры HCl, Са(ОН)2 раствор фенолфталеина; CaCO3; спиртовка; NH4Cl, NаОН, HCl, раствор пероксида водорода, оксид марганца, кусок мрамора, раствор уксусной кислоты, раствор известковой воды, лакмусовая бумажка, спиртовка, пробирки, шпатель, стеклянная трубочка; газоотводная трубка.
Методика и порядок выполнения работы:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
«СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Цель и содержание работы:
Экспериментально изучить влияние различных факторов (концентрации, температуры, присутствия катализатора в системе) на скорость гомогенной химической реакции. Влияние степени дисперсности вещества на скорость гетерогенной реакции.
Теоретическое обоснование
Однородная часть системы, обладающая одинаковым составом во всех точках и одинаковыми свойствами, называется фазой. Если исходные вещества образуют одну фазу, реакция называется гомогенной, например:
NаСl(ж) + АgNО3(ж) = NаNО3 + АgCl↓. (4.1)
Реакция в данном случае протекает в растворе, нитрат серебра (раствор) и хлорид натрия (раствор) образуют одну фазу.
Если исходные вещества образуют каждое свою фазу, реакция называется гетерогенной, например:
Н2SО4(ж) + Zn(тв) = ZnSО4 + Н2↑. (4.2)
Цинк (металл) и серная кислота (раствор) образуют каждый свою фазу. Реакция проходит на поверхности раздела фаз.
Скорость химической реакции – изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени:
, (4.3)
где С2 – концентрации реагирующих веществ за время τ2, С1 – концентрации реагирующих веществ за время τ1, ΔС – изменение концентрации реагирующих веществ за период времени Δτ.
Знак минус указывает на то, что концентрация исходных веществ с течением времени уменьшается, т. е. С2 < С1. Величина скорости
реакции – величина положительная.
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, температуры, концентрации, давления для реакций газов и от поверхности раздела для гетерогенных реакций.
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции выражает закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация берется в степени стехиометрического коэффициента.
Для реакции
mA + nB = pC + dD
скорость реакции будет:
υ = kCmA · CnB, (4.4)
где k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры. Значения константы скорости в зависимости от температуры приводятся в справочниках.
Так, например, скорость гомогенной реакции (4.1) будет равна:
υ = kСNaCl · ,
а гетерогенной реакции (6.2):
υ =k· .
Влияние температуры на скорость реакции выражается правилом Вант-Гоффа: при постоянной концентрации исходных веществ при повышении температуры на каждые 10о скорость химической реакции увеличивается в 3-4 раза.
, (4.5)
где υн – скорость реакции при начальной температуре t1; υк – скорость реакции при конечной температуре t2; γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз изменится константа скорости реакции при изменении температуры на каждые десять градусов.
. (4.6)
Примером зависимости скорости реакции от концентрации и температуры является разложение тиосульфата натрия в растворе серной кислоты. При этом протекают следующие реакции:
I. S2O32- + 2H+ ↔ H2S2O3 (очень быстрая),
II. H2S2O3 + H2SO3 → S↓ (медленная),
III. H2SO3 → SO2↑ + H2O (быстрая).
Которые суммарно можно записать как:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O.
Определяя по секундомеру время появления в растворе коллоида серы (начало помутнения раствора), можно в условных единицах определить скорость протекания реакции, а меняя температуру, ─ найти температурный коэффициент скорости реакции.
Аппаратура и материалы:
Штатив с пробирками; стеклянные бюретки; стеклянные пипетки; стеклянные палочки;химические стаканы объемом 100 мл; секундомер; ступка с пестиком; фарфоровые чашки; дистиллированная вода;
растворы:3%-ный перекиси водорода H2O2; 10%-ный HCl; 0,1 н. NaOH; 1 моль/л Na2S2O3; 1 моль/л H2SO4.
твердые вещества: мел CaCO3; кристаллический NH4Cl.
Методика и выполнение работы:
Расчеты
1. Рассчитайте концентрацию тиосульфата натрия, исходя из общего объема раствора в пробирке и количества 1 М раствора тиосульфата, взятого для разбавления, по формуле (4.7):
. (4.7)
2. Найдите условную скорость реакции для каждой концентрации Na2S2O3 и запишите результаты в таблицу 4.1.
3. Сравнив найденные условные скорости (см. таблицу) и сделайте вывод о влиянии концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции образования серы? По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от концентрации вещества..
Контрольные вопросы и задания:
1. Что такое скорость химической реакции? От каких факторов она зависит?
2. Во сколько раз увеличивается скорость реакции, если температура повысилась на 30 0С, а γ= 3?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
«РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ»
Цель и содержание работы:
Ознакомиться со способами выражения концентрации растворов. Приобрести навыки приготовления растворов заданной концентрации.
Теоретическое обоснование
Растворы – твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или нескольких компонентов и продуктов их взаимодействия.
Причиной образования растворов является межмолекулярное взаимодействие частиц растворенного вещества и растворителя, в результате которого происходит изменение свойств растворенного вещества. Процесс растворения связан с диффузией, т. е. самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого.
Жидкие растворы состоят из жидкого растворителя (чаще всего воды) и растворенного вещества, которое до смешивания с растворителем могло быть твердым, жидким или газообразным. Растворение твердых веществ в воде состоит из двух процессов: процесса разрушения кристаллической решетки и процесса гидратации.
Процессом гидратации называется процесс взаимодействия ионов или молекул растворенного вещества с молекулами воды. Разрушение кристаллической решетки протекает с поглощением тепла. Процесс гидратации сопровождается выделением тепла. Поэтому общий тепловой эффект растворения ΔН в основном определяется уравнением: ΔН=ΔН1-ΔН2, где ΔН2 – теплота гидратации, ΔН1 – энергия, идущая на разрушение кристаллической решетки. Если ΔН2>ΔН1, то растворение сопровождается выделением тепла; если ΔН1>ΔН2, то растворение сопровождается поглощением тепла.
Различают насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Насыщенные растворы –растворы, находящиеся в динамическом равновесии с осадком растворенного вещества.
Ненасыщенные растворы содержат меньше растворенного вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким – концентрированными.
При приготовлении раствора в особых условиях можно получить раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем насыщенный, это так называемый пересыщенный раствор. Такие растворы неустойчивы – при введении «затравки» (кристаллика вещества) избыточное количество растворяемого вещества выпадает в осадок и образуется насыщенный раствор.
Количественно способность одного вещества растворяться в другом характеризует растворимость. Растворимость выражают концентрацией насыщенного раствора при данной температуре в г/100г растворителя и приводят в справочниках.
Растворимость зависит от:
1) природы растворяемого вещества и природы растворителя;
2) агрегатного состояния растворяемого вещества;
3) температуры: с увеличением температуры растворимость жидких и твердых веществ увеличивается, а газов – уменьшается;
4) давления для газов: с увеличением давления растворимость газов увеличивается.
Состав раствора выражают как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. В таблице 5.1 приведены наиболее часто употребляемые способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.
Таблица 5.1 – Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
Способ выражения содержания растворенного вещества в растворе | Размерность, обозначение | Расчетная формула |
Массовая доля (ω) – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора | % | |
Мольная доля (χ) –это отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе | % | , где пв-ва и пр-ля – соответственно количество растворенного вещества и количество вещества растворителя |
Молярная концентрация или молярность (См) – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора | моль/л (М) | , где n – количества растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л |
Молярная концентрация эквивалента или нормальность (Сн) – это отношение числа эквива-лентов растворенного вещества к объему раствора | моль-экв/л (н.) | , где nэкв – число эквивалентов растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л |
Моляльная концентрация или моляльность (Сm) – это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя | моль/кг(р-ля) | , где n – количества растворенного вещества, моль; mр-ля – масса растворителя, кг |
Титр – это отношение массы растворенного вещества к объему раствора | г/мл | , где m – масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, мл |
Аппаратура и материалы:
Коническая колба емкостью 250 мл, стеклянный стакан емкостью 150 мл, часовое стекло, микрошпатель, технохимические лабораторные весы, стеклянная палочка, мерные цилиндры емкостью 25 и 100 мл, ареометр, дистиллированная вода, поваренная соль NaCl.
Методика и выполнение работы:
Результаты работы
Таблица 5.2 – Приготовление раствора NaCl
Масса, m, г | Плотность, ρ, г/см3 | Концентрация приготовленного раствора | |||||
соли | воды | ρтеор. | ρэкс. | См | Сн | ||
Расчеты
1) По полученным данным определите массовую долю (ωэкс.) по таблице 1 приложения и вычислите относительную погрешность опыта по следующей формуле:
(5.4)
2) Рассчитайте молярную и нормальную концентрацию приготовленного раствора.
Контрольные вопросы:
1. Дайте определение понятию «раствор».
2. Перечислите известные вам виды растворов. Охарактеризуйте их.
3. Какие процессы лежат в основе растворения кристаллической соли в воде?
4. Перечислите и охарактеризуйте основные способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.
5. Что такое теплота растворения солей?
6. Перечислите основные причины влияния природы вещества на его растворимость в воде.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
«Химические свойства кислот»
Цель и содержание работы:
Изучить в лабораторных условиях химические свойства кислот.
Теоретическое обоснование
Кислоты –это сложные вещества,содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла. Общая формула кислот: Hx (Ac),
где Ac – кислотный остаток (от английского слова «acid» − кислота);
x – число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка.
Примеры кислот: НСl, HNO3 , H2SO4 , HClO4
Классификацию кислот производят:
а) По основности, т.е. по числу атомов водорода, которые в молекуле
кислоты могут замещаться атомами металла.
По основности кислоты делятся на :
-одноосновные (HCl, HNO3, HCN и др.);
-двухосновные (H2S, H2CO3, H2SO4 и др.) и т.д.
Кислоты, молекулы которых содержат два и более атомов водорода,
называются многоосновными.
б) По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:
-бескислородные (HCl, H2S, HCN и др.);
-кислородсодержащие (HNO3,H3PO4 ,HClO4 и др.).
Кислородсодержащие кислоты называются оксокислотами.Они являются гидратами кислотных оксидов, т.е. продуктами соединения кислотных оксидов с водой.
Химические свойства кислот:
Кислоты диссоциируют в водных растворах с образованием ионов водорода Н+, которые обуславливают общие химические свойства кислот.
В растворах кислот лакмус и метилоранж имеют красный цвет; фенолфталеин не изменяет свой цвет (остается бесцветным).
1) Кислотно-основные свойства:
Кислоты взаимодействуют со всеми веществами, проявляющими основные свойства:
а) с основаниями;
б) с основными оксидами;
в) с амфотерными оксидами;
г) с амфотерными гидроксидами;
2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O
д) с аммиаком:
H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO4
е) с основными солями.
HCl + CuOHCl = CuCl2 + H2O
2) Обменные реакции с нормальными (средними) солями:
При взаимодействии кислоты со средней солью, образованной другой кислотой, образуется новая соль и новая кислота. Реакция происходит только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль (нерастворимая кислота) или, если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, образовавшая соль.
Например:
Н2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4↓
3) Окислительно-восстановительные свойства :
а) Кислоты как окислители:
Окислительные свойства проявляются, прежде всего, в реакциях с металлами.
б) Кислоты как восстановители:
Некоторые кислоты содержат анионы, которые могут проявлять восстановительные свойства. К таким кислотам относятся бескислородные кислоты (HCl; HBr; H2S; HI) и кислородсодержащие кислоты, в которых элемент-кислотообразователь находится в промежуточной степени окисления (HNO2; H2SO3). Обратите внимание, что фтороводородная кислота не проявляет восстановительных свойств, поскольку фтор является самым электроотрицательным элементом, и ни один окислитель не способен отнять электрон у фторид-иона F-.
Аппаратура и материалы:
Штативы с пробирками; спиртовки; стеклянные палочки; держатели; химические стаканы; р-р H2SO4(разбавленная и концентрированная); H2O; индикатор фенолфталеин; металлы: Zn, Al, Cu; CuO, NaOH; р-ры CuSO4, BaCl2.
Методика и выполнение работы:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7
«Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Испытание растворов кислот, оснований и солей индикаторами»
Цель и содержание:
Изучить основные свойства электролитов и особенности протекания химических реакций в растворах электролитов. Экспериментально изучить влияние различных факторов на процесс гидролиза солей.
Теоретическое обоснование