Определить молярность 0,1 н. раствора сульфата натрия.
Решение. Находим молярную массу эквивалента Na2SО4:
М(Э(Na2SО4)) = Ѕ Na2SО4, фактор эквивалентности равен f = Ѕ , а эквивалентное число z = 2.
Молярность раствора равна нормальности, деленной на эквивалентное число или умноженной на фактор эквивалентности:
Сm = Сн : z или Сm = Сн . Ѕ , Сm = 0,1 : 2 = 0,05 моль/л
И наоборот, нормальность раствора равна молярности, умноженной на
эквивалентное число z: Сн = Сm . z
Экспериментальная часть
Приготовить 200 г 5%-ного раствора карбоната натрия из твердого Na2CО3.10H2O и воды. Вычислить, какое количество Na2CО3.10H2O требуется для приготовления 200 г 5%-ного раствора в расчете на безводную соль Na2CО3. Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром этот объем воды. Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.
Измерить температуру приготовленного раствора и, если она не равна температуре, которая указана в таблице плотностей растворов солей, довести ее до указанной величины, нагревая или охлаждая раствор. Вылить раствор в сухой (или ополоснутый этим раствором) высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости в цилиндре, произведя отсчет по шкале сверху вниз. Раствор вылить в приготовленную склянку.
По найденной плотности, пользуясь таблицей плотностей, определить процентное содержание Na2CО3 в растворе. Сравнить полученную величину с заданной концентрацией раствора. Рассчитать молярность и нормальность приготовленного раствора.
Приготовить 250 г 10%-ного раствора кислоты из имеющегося в лаборатории раствора. Определить ареометром плотность раствора серной (или соляной) кислоты, имеющегося в лаборатории.
Найти в таблице плотностей кислот процентное содержание кислоты, отвечающее найденной плотности. Рассчитать, какое количество этого раствора кислоты нужно для приготовления 250 г 10%-ного раствора, и затем пересчитать полученную величину навески на объем. Рассчитать нужный объем воды, отмерить его мерным цилиндром и влить в стакан. Отмерить мерным цилиндром рассчитанный объем раствора кислоты, влить его в воду (в случае серной кислоты выливать тонкой струей при помешивании) и тщательно перемешать раствор. Охладив его до температуры, указанной в таблице, перелить в сухой высокий цилиндр и определить плотность ареометром. Слить полученный раствор кислоты в приготовленную склянку.
Пользуясь таблицей, определить концентрацию полученного раствора и проверить таким образом точность выполнения опыта. Вычислить молярность и нормальность полученного раствора.
Приготовление молярных и нормальных растворов из твердого вещества и воды. Приготовить 250 мл 0,5 н. раствора хлорида бария ВаС12 из ВаС12 . 2Н2О и воды. Рассчитать, какое количество ВаС12 . 2Н2О требуется для приготовления 250 мл 0,5 н. раствора ВаС12.
Отвесить в предварительно взвешенном стаканчике это количество соли с точностью до 0,01 г. Всыпать через воронку взятую навеску в мерную колбу емкостью 250 мл и тщательно смыть дистиллированной водой с воронки оставшуюся на ней соль. Навеску в колбе растворить в малом количестве воды, долить колбу водой до черты, закрыть пробкой и хорошо перемешать. Перелить полученный раствор в сухой высокий цилиндр и определить ареометром его плотность. Затем вылить его в склянку.
Найти концентрацию раствора ВаС12 по таблице плотностей. Вычислить молярность и нормальность полученного раствора. Установить расхождение концентрации полученного раствора с заданной.
Приготовление растворов кислот одинаковой нормальности
Приготовить по 100 мл 1 н. растворов серной, хлороводородной и уксусной кислот, исходя из концентрированных растворов кислот. Колба, в которой приготовляют раствор, должна быть тщательно вымыта хромовой смесью.
Налить в колбу 40--50 мл дистиллированной воды, затем внести рассчитанное количество исходной концентрированной кислоты и после перемешивания и охлаждения долить воду до метки. Закрыв колбу пробкой, тщательно перемешать раствор, переворачивая колбу вверх дном и взбалтывая.
Таблица 5
Упражнение
Задача 1. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?
Задача 2. Какую массу 5% раствора сульфата меди и медного купороса CuSO45H2O необходимо взять для получения 400 г 10% раствора сульфата меди?
Задача 3. Найдите массовую долю этанола в водном растворе спирта, в котором содержание кислорода как элемента составляет 50%.
Задача 4. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?
Лабораторная работа №9
Электролитическая диссоциация (протолиз) [3-6]
Теоретическая часть
А в т о п р о т о л и з в о д ы
Протонная теория Теория Аррениуса
Протолиз азотистой кислоты
Протолиз аммиака
С позиции протолитической теории кислоты представляют собой частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве донора протонов, основания - частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве акцептора протонов.
Вода является амфолитом, т.е. может быть как акцептором, так и донором протонов. Для таких веществ характерен процесс автопротолиза:
H2O + H2O - H3O+ + ОН-
HCO3- + HCO3- - CO32- + CO2 + H2O
Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные донорные свойства, чем молекулы воды, то ион гидроксония H3O+ образуется за счет присоединения молекулами воды протона:
H2S + H2O - HS- + H3O+
НSO4- + H2O - SO42- + H3O+
NH4+ + H2O - NH3 + H3O+
HS- + H2O - S2- + H3O+
HNO2 + H2O - NO2- + H3O+
В этих реакциях вода выступает как основание.
Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные акцепторные свойства, чем молекулы воды, то гидроксид-ионы OH- образуются за счет присоединения частицами растворенного вещества протона от молекул воды:
PO43- + H2O - HPO42- + ОН-
[Al(H2O)5ОН]2+ + H2O - [Al (H2O)6]3+ + ОН-
Во всех этих реакциях вода ведет себя как кислота.
Если в растворе находятся частицы, которые проявляют одновременно более сильные донорные и акцепторные свойства, чем молекулы воды, то доминирующей будет реакция между этими частицами:
H2S + NH3 - NH4+ + HS-,
2NH4+ + S2- - 2NH3 + H2S
Гидратированные ионы металлов, которым соответствуют слабые основания (Fe(OН)2, Cu(OН)2) и т.д., проявляют свойства слабых кислот, т.е. являются протолитами, например, [Fe(H2O)4]2+, [Cu(H2O)4]2+ и т.д. Видимо, действие катиона в итоге сводится к усилению процесса автопротолиза воды и прочному связыванию образующихся при этом гидроксид-ионов ОН-:
[Fe(H2O)4]2++ H2O - [Fe(H2O)3ОН]+ + H3O+
Заметим, что чем меньше радиус и больше заряд иона металла, тем сильнее акваион проявляет кислотные свойства.
Диссоциация также является частным случаем протолиза:
H3PO4 + H2O - H2PO4- + H3O+
H2PO4- + H2O - HPO42- + H3O+
HPO42- + H2O - PO43- + H3O+
H3PO4+ 3H2O - PO43- + 3H3O+
Приведенное суммарное уравнение реакции протолиза представляет не действительное течение процесса, а лишь возможный ход протолиза.
Как видно, в первой стадии протолиза образуется сильная кислота H3O+, которая смещает сильно состояние равновесия влево, в сторону образования более слабой кислоты H3PO4. Реализация второй стадии связано с тем, что частицы H2PO4- способны отдавать протоны, проявляя свойства кислоты. Но это возможно только в нейтральной или щелочной средах. В данном случае в результате протекании первой стадии протолиза среда становится кислой, из-за образования сильной кислоты H3O+. В такой среде ионы H2PO4- могут проявлять только свойства оснований, присоединяя протоны. Таким образом, последующие стадии протолиза практически не реализуются.
Амфолитами являются частицы HPO42-
HPO42- + H2O - H2PO4- + ОН- (1)
HPO42- + H2O - PO43- + H3O+ (2)
Реакция (2) подавлена (в продуктах реакции присутствуют сильные кислота и основание) доминирующей реакцией (1). Но фосфат-ионы могут образоваться в растворе по третьей реакции в щелочной среде при избытке частиц HPO42- .
HPO42- + ОН- - PO43- + H2O (3)
Амфолитами являются также частицы H2PO4- :
H2PO4- + H2O - H3PO4 + ОН- ( 1)
H2PO4- + H2O - НPO42- + H3O+ (2)
Здесь реакция (2) доминирует, так как HPO4 2- - слабая кислота, а H3PO4 - кислота средней силы.
Экспериментальная часть
Электропроводность растворов. Налить в 4 стакана емкостью 100 мл по 50 мл 0,1 н водных и спиртовых растворов гидроксида калия и нитрата калия.
Используя стационарную установку для определения электропроводности, проверить, являются ли взятые растворы проводниками электрического тока, для чего опустить угольные электроды в стакан с раствором и наблюдать показание амперметра. Необходимо следить, чтобы электроды всегда спускались на одинаковую глубину. При перенесении электродов из одного раствора в другой следует промывать их дистиллированной водой.
Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового растворов одного и того же вещества при одинаковой их концентрации?
Электропроводность растворов кислот. Налить в три сухих стаканчика приготовленные растворы кислот и проверить, проводят ли они электричес-кий ток. Записать показания амперметра. На основании проведенных опытов расположить кислоты в ряд по их активности.
Электропроводность водных растворов аммиака и щелочей. Проверить электропроводность 1 н. растворов едкого натра, едкого кали и аммиака. Записать показания амперметра. Расположить изученные щелочи в ряд по их активности.
Сравнение силы кислот и оснований
Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Налить в пробирки по 2--3 мл 1 н. растворов хлористоводородной и уксусной кислот, гидроксида натрия и водного раствора аммиака. Прилить в каждую из пробирок по 1-2 капли раствора фенолфталеина и наблюдать, меняется ли окраска раствора. Проделать аналогичные опыты с другими индикаторами: лакмус, метилоранж Наблюдения записать в следующем виде:
Действие кислот одинаковой нормальности на металл. Налить в три пробирки по 10 мл 1 н. растворов хлороводородной, серной и уксусной кислот. Взять три одинаковых кусочка магния массой не более 0,2 г или одинаковое по массе количество основного карбоната меди (не более 0,2 г) и одновременно внести в пробирки с кислотами. Заметить, в какой кислоте магний растворяется быстрее. Объяснить, почему.
Изменение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов
1. Налить в пробирку 5 мл 1 н. раствора хлороводородной кислоты и внести в него небольшой кусочек цинка. Когда выделение водорода станет достаточно интенсивным, добавить 1--2 г ацетата натрия.
Объяснить изменение скорости выделения водорода. Написать уравнение химической реакции взаимодействия хлороводородной кислоты с ацетатом натрия в молекулярной и ионной формах. Уменьшится ли активность уксусной кислоты при добавлении в ее раствор сухого ацетата натрия?
2. Налить в две пробирки по 3 мл 1 н. раствора щелочи. В одну из них прибавить около 1 г твердого хлорида аммония и растворить его. В обе пробирки прилить по 2 мл раствора хлорида магния. Почему в одном случае не происходит образования осадка? Объяснить наблюдаемое явление на основании изменения концентрации гидроксид-ионов.
3. Налить в два стакана по 3 мл 0,1 н. раствора аммиака. В один стакан добавлять сухой хлорид аммония до насыщения раствора. В оба стакана прилить по 2--3 мл раствора хлорида магния. Объяснить наблюдаемое явление, используя эакон действующих масс.