Основные теоретические положения

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО «ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Факультет общих математических

И естественнонаучных дисциплин

ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 2

Учебное пособие

Череповец

2011

Рассмотрено на заседании кафедры
химии, протокол № 1 от 30.09.10 г.

ББК 24 УДК 54 Х46

Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, про-
токол № 4 от 23.12.10 г.

Х46

Химия: Лабораторный практикум. Ч. 2 / Г.А. Котенко, О.А. Калько, С.Н. Балицкий, Ю.С. Кузнецова, Н.В. Кунина, О.В. Ульянова: Учеб. пособие. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2011. – 74 с. – ISBN 978–5–85341–420–4.

В настоящем учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии.

Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических и нехимических специальностей вузов.

Рецензенты: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

ISBN 978–5–85341–420–4

Введение

Настоящий лабораторный практикум предназначен для студентов тех специальностей, в учебных планах которых содержатся дисциплины «Химия», «Общая химия», «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанных курсов. В часть 2 включены работы по темам: «Комплексные соединения», «Растворы», «Свойства воды».

Лабораторные работы включают в себя: цель работы, основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания.

При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами, с некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов.

Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач. Для закрепления изученного материала студенту также следует ответить на один из вариантов контрольного задания.

Работа 1

РАСТВОРЫ. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Цель работы:получить общие представления о растворах и способах выражения их состава. Познакомиться с методами титриметрии и с законом эквивалентов для растворов. Экспериментально определить состав (концентрацию) анализируемого раствора методом кислотно-основного титрования.

Основные теоретические положения

Раствор – однофазная гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, а также продуктов их взаимодействия, состав которой может непрерывно меняться в пределах, ограниченных взаимной растворимостью веществ.

Важнейшей характеристикой раствора является количественное содержание растворенных в нем веществ. Состав раствора принято выражать с помощью следующих величин:

1. Массовая доля растворенного вещества w₂ (иначе процентная массовая концентрация) – отношение массы растворенного вещества m ₂ к массе раствора m:

Здесь и далее у величин, относящихся к растворителю, применяется индекс «1», индекс «2» относится к растворенному веществу, а отсутствие индекса указывает на свойство раствора как целого.

ω₂ – безразмерная величина, выраженная в долях единицы или в процентах, % мас.

2. Моляльная концентрация вещества С _m (иначе моляльность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества n ₂ к массе растворителя m ₁ в килограммах:

где М ₂ – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Если массу растворителя выражать в граммах, то для расчета моляльности следует пользоваться формулой

3. Молярная концентрация вещества С ₂ (иначе молярность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества к объему раствора V в дм³ (иначе в литрах)

Она показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 дм³ или 1 л раствора. Единицы молярной концентрации – моль/дм³ или М.

4. Молярная концентрация эквивалента вещества С _э (иначе нормальность раствора, нормальная концентрация или эквивалентная концентрация) – отношение числа моль эквивалентов растворенного вещества n ₂ к объему раствора (в дм³):

где М ₂ – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; z – число эквивалентности растворенного вещества.

Нормальность раствора показывает, сколько моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 дм³ раствора. Единицы нормальности раствора – моль/дм³ или н.

Взаимосвязь между молярной и нормальной концентрациями одного и того же растворенного вещества выражается соотношением

То есть эквивалентная концентрация в z раз больше молярной концентрации.

5. Титр раствора Т – масса растворенного вещества в граммах, которая содержится в 1 см³ (иначе 1 мл) раствора:

Единицы измерения данного способа выражения состава раствора – г/мл или г/см³.

6. Мольная доля растворенного вещества х ₂ – отношение числа моль растворенного вещества к общему числу моль всех компонентов раствора n:

Это безразмерная величина, выраженная в долях единицы.

Если при сливании двух растворов, содержащих различные по природе растворенные вещества, между ними происходит химическое взаимодействие, то по закону эквивалентов вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Например, для процесса взаимодействия кислоты с основанием будет выполняться соотношение

. (1)

На использовании данного закона основана совокупность методов количественного анализа, называемая титриметрия.

В основе титриметрического анализа лежит процесс титрования, который заключается в измерении объемов растворов вступающих в реакцию веществ. Зная объемы растворов и концентрацию одного из них, можно рассчитать концентрацию другого раствора по формуле (1).

Процесс титрования обычно проводят следующим образом: в бюретку наливают раствор какого-либо вещества с известной концентрацией. Этот реагент называется титрантом. Пипеткой отбирают точный объем раствора вещества (иначе аликвотную часть), концентрацию которого нужно определить. Аликвотную часть анализируемого раствора переносят в коническую колбу и по каплям приливают титрант из бюретки, непрерывно перемешивая раствор. Момент, когда анализируемое вещество прореагировало со строго эквивалентным количеством титранта, называется точкой эквивалентности.

Окончание реакции (точка эквивалентности) фиксируется либо визуально (например, по изменению окраски индикатора), либо путем измерения какого-либо физико-химического свойства системы (оптическая плотность, рН, электропроводимость, ЭДС и др.), при этом взаимодействие титранта с анализируемым веществом должно протекать практически полностью, с высокой скоростью и без побочных процессов.

Достаточно часто в аналитической практике применяют метод прямого кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации. В этом случае точку эквивалентности определяют с помощью индикатора – вещества, изменяющего окраску при изменении рН раствора. Некоторые индикаторы кислотно-основного титрования и их основные характеристики приведены в табл. 1.

Таблица 1