Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Химическая термодинамика 2 страница




 

Опыт 4. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита (смещение равновесия диссоциации)

А. В пробирку налить разбавленный раствор аммиака и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Раствор разделить на две части. Одну оставить для сравнения, а в другую добавить немного твёрдого хлорида аммония и хорошо размешать. Объяснить изменение цвета раствора, исходя из принципа Ле Шателье и константы диссоциации.

Сделать вывод о влиянии одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита.

Б. Налить в две пробирке по 5…6 капель 0,1 Н раствора уксусной кислоты и по 1…2 капли раствора метилового оранжевого. Затем в одну из пробирок ввести 2…3 кристаллика ацетата натрия. Пробирку встряхнуть. Сравнить интенсивность окраски в пробирках. Объяснить причину изменения окраски раствора.

 

Опыт 5. Смещение ионного равновесия в насыщенном растворе амфотерного электролита

В пробирку налить десять капель раствора соли алюминия. К раствору соли алюминия приливать по каплям разбавленный раствор гидроксида натрия до появления осадка гидроксида алюминия. Разделить осадок на две части (на две пробирки). К одной части прилить избыток соляной кислоты, к другой – избыток концентрированного раствора щёлочи. Что наблюдается в том и другом случае? Объяснить происходящее явление с точки зрения смещения ионного равновесия в насыщенном растворе гидроксида алюминия. Составить ионные уравнения реакций, учитывая, что амфотерный гидроксид плохо растворим в воде.

Цель работы: Изучение электропроводности растворов электролитов, химического равновесия в этих растворах, смещения и направленности ионных процессов.

Реактивы и лабораторное оборудование: Прибор для испытания электрической проводимости растворов. Стакан (100 мл). Пробирки конические. Стандартный штатив с реактивами. Хлорид аммония кристаллический. Фенолфталеин. Растворы: уксусной кислоты (0,1 М, 70%-ный), аммиака (0,1 М, 25%-ный), гидроксида калия (0,1 М, 40%-ный), соляной кислоты (0,1 М), серной кислоты (0,1 М) нитрата калия (0,1 М), сульфата меди (0,1 М), сульфата никеля (0,1М), ацетата свинца (0,1М), нитрата бария (0,1 М), карбоната натрия (0,1 М).

 

Опыт 1. Изучение электрической проводимости растворов электролитов

Для изучения электропроводности электролитов используется прибор, состоящий из источника тока, электрической лампочки и двух угольных электродов. Пользуясь данной установкой, сравнить электрическую проводимость 0,1 М растворов: KNO3 , КОН, NH4OH, HCl, CH3COOH и дистиллированной воды. Для этого в стакан вместимостью 100 мл поочередно налить 50 мл исследуемых растворов и опустить предварительно промытые дистиллированной водой угольные электроды.

После каждого испытания выключать прибор из электрической сети.

Отмечая визуально степень накала лампочки, сделать вывод о силе электролита. Написать уравнения диссоциации электролитов. Для слабых электролитов написать выражение Кдис.

Опыт 2. Зависимость электрической проводимости раствора (степени диссоциации электролита) от разбавления

В стакан налить минимальный объем концентрированного раствора уксусной кислоты, необходимый для погружения электродов, включить прибор (см. опыт 1) в электрическую сеть и отметить степень накала лампы. Затем разбавить кислоту, постепенно добавляя дистиллированную воду. Как меняется степень накала лампы? Чем объяснить наблюдаемое явление?

Стакан и электроды промыть дистиллированной водой и повторить опыт с концентрированным раствором аммиака. Сделать общий вывод из наблюдений.

Опыт 3. Влияние одноименных ионов на степень диссоциации слабых электролитов (смещение равновесия диссоциации)

В две пробирки с 0,1 М раствором аммиака добавить 2-3 капли фенолфталеина. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной, а в другую внести небольшое количество кристаллического хлорида аммония. Сравнить окраску индикатора в этой пробирке с окраской в контрольной пробирке. Объяснить изменение цвета раствора, исходя из принципа Ле Шателье и константы диссоциации. Написать уравнение диссоциации в растворах аммиака и хлорида аммония. Сделать вывод о смещении равновесия в растворе слабого электролита и влиянии одноименных ионов на смещение равновесия.

 

Контрольные вопросы и упражнения

 

1. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами?

2. В чём заключаются основные положения электролитической диссоциации?

3. Объяснить процесс диссоциации солей, оснований и кислот с точки зрения строения атомов и молекул.

4. Реакции диссоциации электролитов являются обратимыми. Объяснить, что это значит? Как записывают уравнения реакций диссоциации?

5. Какие электролиты называют сильными, а какие слабыми? Привести примеры.

6. Как зависит способность электролитов к диссоциации от вида химической связи?

7. В 1 л раствора содержится 0,25 г хлорида натрия. Вычислить концентрацию ионов Na+, Cl- и общую концентрацию всех ионов.

8. В 1 л 0,01 н раствора муравьиной кислоты HCOOH при комнатной температуре содержится 0,06 г ионов HCOO-. Найти константу диссоциации.

9. При какой концентрации уксусной кислоты CH3COOH в водном растворе

a = 1% ? При какой концентрации a в 2 раза больше, если Кдис. = 1,8 . 10-5 ?

10. Принимая во внимание первую ступень диссоциации сероводородной кислоты, определить a (%) для её 0,01 М раствора (см. приложение 4).

11. Написать следующие молекулярные уравнения реакций в ионном виде:

а) Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2 H2O;

б) Na2ZnO2 + 2 HCl = 2 NaCl + Zn(OH)2.

Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) ZnОН+ + OН = Zn(ОН)2;

б) Рb2+ + СrO42- = PbCrO4;

в) Н++ ОН- = Н2О.

202. См. условие задачи 201.

а) СО32- + 2H+ = СO2 ↑ + H2O;

б) Н2PO4 +2OH = PO43‾ + 2H2O;

в) ОH- + NH4+ = NH4OH.

203. См. условие задачи 201.

а) Н3BO3 + OH- = H2BO3- + H2O;

б) 2РO43-+ 3Са2+ = Са3(РО4)2;

в) 2Н+ + 2NO2- = NO↑+ NO2↑+ H2O.

204. См. условие задачи 201.

а) SiО32- + 2Н+ = Н2SiO3;

б) Сr(ОН)2+ + ОH- = Сr(ОН)3;

в) 2Аg+ + 2ОH- = Аg2O + Н2O.

205. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между растворами:

а) серной кислоты и хлорида бария;

б) гидроксида калия и фосфорной кислоты;

в) карбоната натрия и нитрата свинца (II).

206. См. условие задачи 205.

а) соляной кислоты и нитрата серебра;

б) хлорида бария и сульфата меди (II);

в) гидроксида кальция и азотной кислоты.

207. См. условие задачи 205.

а) карбоната натрия и хлорида кальция;

б) гидроксида бария и соляной кислоты;

в) серной кислоты и нитрата бария.

208. См. условие задачи 205.

а) карбоната натрия и серной кислоты;

б) нитрата меди (II) и гидроксида натрия;

в) нитратом серебра и хлоридом железа (III).

209. См. условие задачи 205.

а) хлорида железа (III) и гидроксида калия;

б) нитрата бария и карбоната натрия;

в) сульфата алюминия и хлорида бария.

210. См. условие задачи 205.

а) ортофосфата калия и сульфата алюминия;

б) соляной кислоты и сульфида натрия;

в) карбоната калия и ортофосфорной кислоты.

211. См. условие задачи 205.

а) сульфитом натрия и серной кислотой;

б) нитрата свинца (II) и иодида калия;

в) хлоридом аммония и гидроксидом кальция.

212. См. условие задачи 205.

а) сульфида натрия и сульфата железа (II);

б) серной кислоты и гидроксида лития;

в) нитрата кальция и карбоната калия.

213. См. условие задачи 205.

а) азотной кислоты и гидроксида бария;

б) карбоната калия и соляной кислоты;

в) нитрата свинца (II) и сульфата калия.

214. См. условие задачи 205.

а) нитрата бария и сульфата натрия;

б) гидроксида калия и нитрата железа (II);

в) карбоната натрия и серной кислоты.

 

5. Растворы

5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов

 

Раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная (однофазная) система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов (химических веществ). Компонентами, составляющими раствор, являются растворитель и растворенное вещество.

Растворы бывают жидкими, твердыми и газообразными.

Жидкие растворы – это растворы солей, сахара, спирта в воде. Жидкие растворы могут быть водными и неводными. Водные растворы – это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы – это растворы, в которых растворителями являются органические жидкости (бензол, спирт, эфир и т.д.). Твёрдые растворы – сплавы металлов. Газообразные растворы – воздух и другие смеси газов.

Процесс растворения. Растворение – это сложный физико-химический процесс. При физическом процессе происходит разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя. Химический процесс – это взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. В результате этого взаимодействия образуются сольваты. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией, процесс образования гидратов – гидратацией. При упаривании водных растворов образуются кристаллогидраты – это кристаллические вещества, в состав которых входит определенное число молекул воды (кристаллизационная вода). Примеры кристаллогидратов: CuSO4.5H2O – пентагидрат сульфата меди (II); FeSO4 . 7H2O – гептагидрат сульфата железа (II).

Физический процесс растворения идёт с поглощением энергии, химический – с выделением. Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше энергии, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение – экзотермический процесс. Выделение энергии происходит при растворении NaOH, H2SO4, Na2CO3, ZnSO4 и других веществ. Если для разрушения структуры вещества надо больше энергии, чем её выделяется при гидратации, то растворение – эндотермический процесс. Поглощение энергии происходит при растворении в воде NaNO3, KCl, NH4NO3, K2SO4, NH4Cl и некоторых других веществ.

Количество энергии, которое выделяется или поглощается при растворении, называется тепловым эффектом растворения.

Растворимостью вещества называется его способность распределяться в другом веществе в виде атомов, ионов или молекул с образованием термодинамически устойчивой системы переменного состава. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.

2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaSO4 . 2 H2O) растворяется в 1000 г воды.

3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 . 10-3 г AgCl.

При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

Насыщенный раствор – это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор – это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры.

Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора (п.2.2).

Константа растворимости. Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита сульфата бария BaSO4 с водой. Под действием диполей воды ионы Ba2+ и SO42- из кристаллической решетки BaSO4 будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ba2+ и SO42- вновь будет осаждаться (рис.2). При данной температуре в гетерогенной системе, наконец, установится равновесие: скорость процесса растворения (V1) будет равна скорости процесса осаждения (V2), т.е. V1 = V2 : BaSO4 ⇄ Ba2+ + SO42-

твёрдая раствор

фаза

 

Рис. 2. Насыщенный раствор сульфата бария

 

Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO4, называется насыщенным относительно сульфата бария.

Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:

, (1)

где a (Ba2+) – активность ионов бария; a(SO42-) – активность сульфат- ионов; a (BaSO4) – активность молекул сульфата бария.

Знаменатель этой дроби – активность кристаллического BaSO4 – является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константой растворимости (или произведением растворимости) и обозначают Кs° (или ПР) :

Кs° = a(Ba2+) . a(SO42-). (2)

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f~1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациями, так как а(X) = f (X) . С(X). Термодинамическая константа растворимости Кs° перейдет в концентрационную константу растворимости Кs:

Кs = С(Ba2+) . С(SO42-), (3)

где С(Ba2+) и С(SO42-) – равновесные концентрации ионов Ba2+ и SO42- (моль/л) в насыщенном растворе сульфата бария.

Для упрощения расчётов обычно пользуются концентрационной константой растворимости Кs , принимая f (Х) = 1 (приложение 2).

Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение Кs (или Кs°) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:

PbCl2 ⇄ Pb2+ + 2 Cl-; Ks = С (Pb2+) . С2 (Cl-);

Ag3PO4 ⇄ 3 Ag+ + PO43-; Ks = С3 (Ag+) . С (PO43-).

В общем виде выражение концентрационной константы растворимости для электролита AmBn ⇄ m An+ + n Bm- имеет вид

Ks = Сm (An+) . Сn (Bm-),

где С - концентрации ионов An+ и Bm- в насыщенном растворе электролита в моль/л.

Величиной Ks принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.

Условия образования осадков

Предположим, с - фактическая концентрация ионов трудно растворимого электролита в растворе.

Если Сm (An+) . Сn (Bm-) > Ks , то произойдет образование осадка, т.к. раствор становится пересыщенным.

Если Сm (An+) . Сn (Bm-) < Ks , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.

Свойства растворов. Ниже рассмотрим свойства растворов неэлектролитов. В случае электролитов в приведённые формулы вводится поправочный изотонический коэффициент.

Если в жидкости растворено нелетучее вещество, то давление насыщенного пара над раствором меньше давления насыщенного пара над чистым растворителем. Одновременно с понижением давления пара над раствором наблюдается изменение его температуры кипения и замерзания; температуры кипения растворов повышаются, а температуры замерзания понижаются по сравнению с температурами, характеризующими чистые растворители.

Относительное понижение температуры замерзания или относительное повышение температуры кипения раствора пропорционально его концентрации:

∆t = K·Сm ,

где К – константа (криоскопическая или эбулиоскопическая);

Сm – моляльная концентрация раствора, моль/1000 г растворителя.

Так как Сm = m/M, где m – масса вещества (г) в 1000 г растворителя, М – молярная масса, приведенное уравнение можно представить:

 

; .

Таким образом, зная для каждого растворителя величину К, задав m и экспериментально определив ∆t в приборе, находят М растворенного вещества.

Молярная масса растворенного вещества может быть определена путём измерения осмотического давления раствора (π) и рассчитана по уравнению Вант – Гоффа:

; .

11. Вычислить давление пара 15%-ного водного раствора сахара СI2Н22О11 при 100 оС, если давление пара чистой воды при этой температуре 760 мм рт.ст.

12. Водно-спиртовой раствор, содержащий 15% спирта, (ρ= 0,97г/мл) кристаллизуется при -10,26° С. Вычислите молекулярную массу спирта. Криоскопическая константа воды равна 1,86 град.

13. При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 45 г глюкозы С6Н12О6, достигнет 6 атм ?

14. При 0°С давление пара эфира (С2Н5)2О составляет 184,9 мм рт.ст. Найти для той же температуры давление пара 10%-ного раствора бензойной кислоты С6Н5СООН в эфире.

15. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты кристаллизуется при 15,718° С. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65° С.

16. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 содержится в 200 мл раствора, осмотическое давление которого при 37°С составляет 8 атм.?

17. Давление пара воды при 10°С составляет 9,21 мм рт.ст. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3 для получения раствора, давление пара которого составляет 9 мм рт.ст. при той же температуре?

18. Температура замерзания бензола 5,5°С, а раствор 6,15 г нитробензола в 400 г бензола замерзает при температуре 4,86° С. Криоскопическая константа бензола 5,12 град. Вычислите массовую долю нитробензола С6Н52.

19. Вычислить осмотическое давление при 27°С 1 л раствора, содержащего 91 г сахара С12Н22О11.

20. Давление пара воды при 25°С составляет 23,76 мм рт.ст. Вычислить для той же температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы С6Н12О6.

21. При растворении хлороформа массой 15 г в диэтиловом эфире массой 400 г температура кипения последнего повысилась на 0,635° С. Вычислить молярную массу хлороформа. Эбуллиоскопическая константа эфира равна 2,02 град.

22. Вычислить осмотическое давление 3%-ного раствора сахара С12Н22О11 при 30 о С. Плотность раствора принять равной 1.

23. При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола, температура кипения последнего повысилась на 0,81°С. Из скольких атомов состоит молекула серы в растворе? Эбуллиоскопическая константа бензола 2,57 град.

24. При 100°С давление насыщенного пара воды равно 101,325 кПа. Чему равно давление насыщенного пара над 10%-ным раствором карбамида СО(NН2)2 при той же температуре?

25. При 25°С осмотическое давление раствора, содержащего 2,8 г высокомолекулярного соединения в 200 мл раствора равно 0,7 кПа. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.

26. Вычислить процентное содержание сахара в растворе, температура кипения которого 100,13°С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 град, формула сахара С12Н22О11.

27. При 293 К давление насыщенного пара над водой равно 17,53 мм рт.ст. Сколько граммов глицерина С3Н8О3 надо растворить в 180 г воды, чтобы понизить давление пара на 1 мм рт.ст.

28. В 1 мл раствора содержится 1018 молекул растворенного неэлектролита. Вычислить осмотическое давление раствора при 298 К.

29. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта СН3ОН (ρ=0,8 г/мл). При какой низшей температуре можно оставлять автомобиль на улице, не опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет?

30. К 100 мл 0,5 М водного раствора сахарозы С12Н22О11 добавлено 300 мл воды. Чему равно осмотическое давление полученного раствора при 25°С?

31. Определите осмотическое давление водного раствора, содержащего 25 г глюкозы С6Н12О6 в 6 л раствора. Температура 25°С.

32. Водный раствор замерзает при 271,5 К. Определите температуру кипения этого раствора, если криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные для воды равны 1,86 и 0,513, соответственно.

33. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины CO(NH2)2, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86.

34. Определите, сколько глицерина С3Н8О3 надо прибавить к 0,5 л воды, чтобы температура замерзания полученного раствора составила -6°С?

35. Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С3Н7ОН. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52.

 

Лабораторная работа: Растворимость веществ в воде. Свойства растворов

 

Цель работы: Ознакомление с физико-химической природой процесса растворения, растворимостью вещества, различными видами растворов, а также с основными свойствами растворов.

Оборудование и реактивы: Шпатель. Стеклянные палочки. Песчаные бани. Мерный цилиндр. Стакан. Криоскоп. Ацетат натрия (крист.). Хлорид кальция (крист.). Нитрат аммония (крист.). Сульфат натрия (крист.). Гидроксид натрия (крист.). Глицерин. Раствор хлорида натрия (10 % - ный). Охладительная смесь (лёд + соль).

 

Опыт 1. Тепловые эффекты при растворении

А. Стаканчик наполовину наполнить водой и добавить немного твёрдого гидроксида натрия. Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и измерить температуру раствора.

Б. Провести аналогичный опыт с нитратом аммония. Отметить самую низкую температуру.

В. Стаканчик наполнить водой на 1/3 её объёма и измерить температуру. Взвесить 2 – 3 г кристаллогидрата сульфата натрия и добавить навеску соли в пробирку. Осторожно помешивая раствор, наблюдать изменения температуры. Показания термометра отметить в лабораторном журнале.

 

Опыт 2. Пересыщенные растворы

Пересыщенный раствор ацетата натрия готовят из расчёта трёх объемных частей соли на одну объемную часть воды.

В большую пробирку поместить кристаллы ацетата натрия и добавить соответствующий объём воды. Содержимое пробирки нагреть на слабом пламени газовой горелки до полного растворения кристаллов соли. Охладить пробирку под струей холодной воды. Добавить к раствору несколько капель глицерина, способствующего образованию более крупных кристаллов. Внести несколько кристаллов ацетата натрия в охлажденный раствор и наблюдать процесс кристаллизации растворенного вещества. Отметить экзотермический характер процесса.

Повторно нагреть содержимое пробирки до полного растворения соли и охладить раствор. Вызвать выпадение кристаллов за счет трения стеклянной палочки о стенку пробирки.

 

Опыт 3. Изменение температуры замерзания и температуры кипения растворов.

А. Две пробирки, одна из которых заполнена наполовину водой, а другая – 10% - ным раствором хлорида натрия, поместить в стакан с охладительной смесью (лёд с солью). Отметить температуру замерзания воды и раствора хлорида натрия.

Б. Пробирку с водой, закрепленную в штативе над спиртовкой, нагреть до кипения и измерить температуру кипения воды. Убрать спиртовку и внести в пробирку один шпатель хлорида кальция. Вновь довести раствор до кипения и измерить температуру кипения раствора.

Сделать вывод о причине наблюдаемого изменения в температуре кипения полученного раствора.

 

5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов

 

Важнейшей характеристикой раствора является его концентрация. Это величина, которая показывает количество растворенного вещества в определенном количестве или объеме раствора или растворителя. Существуют следующие способы выражения концентраций:

1. Массовая доля − это отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

w = mx/m или w = (mx /m)∙100,

где mx – масса растворенного вещества, г; m – масса раствора, г.

2. Молярная концентрация раствора – количество молей растворенного вещества в литре раствора:

См = 1000∙mx/(М∙V),

где mx – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, мл.

3. Моляльная концентрация − количество молей растворенного вещества в 1000 г растворителя:

Сm = 1000∙m1/(М∙m2),

где m1 – масса растворенного вещества, г; m2 – масса растворителя, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

4. Молярная концентрация эквивалента (нормальность) – количество грамм-эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора:

С н = 1000∙mx/(Э∙V),

где mx – масса растворенного вещества, г; Э – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, мл.

В практике применяют и другие способы выражения концентраций, выбор которых определяется соображениями удобства при решении определенных задач.

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V1 л раствора вещества 1 с нормальностью N1 реагирует с V2 л раствора вещества 2с нормальностью N2. Это означает, что в реакцию вступило N1V1 эквивалентов вещества 1 и N2V2 эквивалентов вещества 2.

Так как вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно,

N1V1 = V2N2 или V1:V2 = N2:N1 .

Таким образом, объёмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

5. Титр Т – масса вещества, содержащегося в 1 мл раствора, г/мл:

.

 

Плотность растворов. Плотность раствора – это отношение его массы к объему, выражается в единицах г/см3 и обозначается буквой r.

Плотность раствора изменяется при изменении его концентрации. Она может быть определена при помощи пикнометра, ареометра, гидростатических весов и др.

Для быстрого определения плотности жидкости служит ареометр. Ареометр представляет собой запаянную стеклянную трубку, нижний конец которой заполнен дробью или ртутью. Внутри верхней части трубки имеется шкала, отградуированная в единицах плотности. Плотность жидкости соответствует тому делению шкалы, до которого погружается ареометр при испытании. От плотности раствора можно перейти к процентному содержанию, если в таблицах не имеется цифры, точно отвечающей сделанному отсчету на шкале ареометра, а есть близкие величины (немного больше и немного меньше). В таком случае процентное содержание растворенного вещества вычисляют методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним).

 

Лабораторная работа: Приготовление растворов

 

Цель работы: Освоение навыков приготовления растворов заданной концентрации и методики их количественного анализа.

Оборудование и реактивы: Ареометр. Мерные цилиндры. Колба мерная (100 мл). Воронка. Бюретка (50 мл). Колбы конические (100 мл). Пипетки (10 мл). Гидроксид натрия (кристал.). Индикатор - метилоранж. Растворы: хлорида калия (конц.), соляной кислоты (0,5 Н).







Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2022 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных