ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

Моляльная концентрация (Сm) определяется числом молей растворенного вещества в 1 кг растворителя.

Сm =	m	=	m	в-ва		(моль/кг).	(3.2)
	в-ва
			Мв-ва	m
	m				р-ля
	р-ля

Моляльная концентрация не зависит от температуры, так как в нее не входит зависящий от температуры объем раствора. Для растворов с низкими концентрациями растворенного вещества величины молярных и моляльных концентраций имеют близкие значения.

Нормальная концентрация (эквивалентная), нормальность (СН или СЭ) определяется количеством эквивалентных масс растворенного вещества в 1 литре раствора при 20 ºС.

СН =	νЭ в-ва	=	mв-ва	(моль/л).	(3.3)
			Эв-ва V
	V
	р-ра		р-ра
Нормальная (эквивалентная) концентрация широко					используется

в аналитической химии, так как позволяет решать задачи по определению концентрации другого раствора или его объема известной концентрации, необходимого для взаимодействия с известным объемом исходного раствора. Решение таких задач сводится к проведению вычислений по формуле

V1 ∙ Сн1 = V2 ∙ Сн2,

где Сн1 и Сн2 – нормальные (эквивалентные) концентрации первого и второго раствора, а V1 и V2 – объемы этих растворов.

Титр (Т) определяется количеством граммов растворенного вещества в одном миллилитре раствора при 20 ºС.

Т =	mв-ва	(г/мл).	(3.4)
	Vр-ра

Массовая доля растворенного вещества (ω) определяется отношением массы растворенного вещества к массе раствора.

ω =	mв-ва	=		mв-ва	р-ля	=	mв-ва	.	(3.5)
	mр-ра			m m			Vр-ра ρр-ра
				в-ва

Массовый процент (ω, %) определяется массой растворенного вещества (в граммах), находящейся в 100 граммах раствора.

	m			m			m
ω % =	в-ва	∙ 100 % =		в-ва	р-ля	∙ 100 % =		в-ва	∙ 100 %. (3.6)
	mр-ра			m m			Vр-ра	ρр-ра
				в-ва

21

Мольная доля вещества (χi) определяется отношением числа молей растворенного вещества к общему числу молей всех компонентов раствора.

νi
χi = νi .	(3.7)

Этот способ выражения концентрации используется при исследовании растворов, когда трудно различить растворитель и растворенное вещество, например, при изучении газовых растворов.

3.2 Экспериментальная часть

При выполнении данной работы необходимо будет приготовить три водных раствора, используя для этого твердое вещество, твердое вещество в виде кристаллогидрата и жидкость в виде концентрированного раствора кислоты. Перед экспериментальным проведением работы необходимо рассчитать массы веществ и объемы растворителя, необходимые для выполнения поставленной задачи.

Опыт 1. Приготовление растворов с нормальной концентрацией.

Приготовьте 100 мл раствора бихромата калия с определенной нормальной (эквивалентной) концентрацией, с учетом того, что эквивалентная масса

K2Cr2O7 равна МK2Cr2O7/2. Для проведения расчетов необходимой массы бихромата калия воспользуйтесь формулой (3.3), приведенной в теорети-

ческой части. Из формулы следует, что

mв-ва = СН ∙ Эв-ва ∙ Vр-ра.

Подставив числовые значения необходимой нормальной (эквивалентной) концентрации, эквивалентной массы бихромата калия и объем раствора (в литрах) можно получить массу K2Cr2O7.

На технохимических весах взвесьте необходимую массу бихромата калия, перенесите ее в мерную колбу на 100 мл и добавьте 30–35 мл воды. Взбалтывая колбочку, добейтесь полного растворения соли. Затем осторожно долейте воду в мерную колбу до метки и размешайте полученный раствор. Измерьте плотность полученного раствора при помощи ареометра. Для этого полученный раствор перелейте в высокий цилиндр и опустите в него ареометр.

Ареометр – это стеклянный поплавок, имеющий вверху шкалу, градуированную в единицах плотности. Действие ареометра основано на выполнении закона Архимеда. Определение плотности раствора проводят по нижнему краю мениска жидкости.

Сопоставьте полученное значение плотности приготовленного раствора, со справочным значением для данной концентрации раствора. Проведите пересчет нормальной (эквивалентной) концентрации в массовый процент (ω, %), используя для этого значение плотности раствора.

22

Опыт 2. Приготовление растворов с массовой концентрацией.

Приготовьте 100 г раствора заданной массовой (ω, %) концентрации сульфата меди, используя для этого необходимую массу медного купороса. Для приготовления раствора с заданной массовой долей необходимо предварительно рассчитать массу кристаллогидрата и массу воды. Расчет усложняется тем, что в составе кристаллогидрата содержится вода (CuSO4 · 5H2O). Для учета воды, содержащейся в кристаллогидрате, используют различные подходы. На первом этапе рассчитайте массу соли, необходимую для приготовления раствора заданной концентрации, воспользовавшись формулой (3.6).

ω % = mв-ва ∙ 100 %; mв-ва = (ω % ∙ mр-ра)/100 %.

mр-ра

Массу кристаллогидрата рассчитайте по формуле

mкрг-та = (mв-ва ∙ Мкрг-та)/Мв-ва.

Расчет количества воды, которую необходимо добавить к рассчитанной массе кристаллогидрата, проведите по формуле

mводы = mр-ра – mкрг-та.

На технохимических весах взвесьте необходимую массу кристаллогидрата, перенесите его в химический стакан. Исходя из того, что плотность воды при комнатных условиях равна 1 г/мл, необходимую массу воды определите через ее объем. Половину рассчитанного объема воды прилейте в стакан с кристаллогидратом и, перемешивая стеклянной палочкой, добейтесь его полного растворения. Затем в стакан добавьте оставшуюся воду и снова раствор перемешайте. Используя ареометр, определите плотность приготовленного раствора. Сравните полученное значение со справочными данными. Рассчитайте ошибки эксперимента. Пересчитайте массовый процент (ω, %) в молярную концентрацию, используя данные о плотности раствора.

Опыт 3. Приготовление растворов с молярной концентрацией.

Приготовьте 100 мл серной кислоты определенной молярной концентрации, используя для этого концентрированный раствор H2SO4 (ω = 94 %, ρ = 1,831г/мл). Сначала рассчитайте массу серной кислоты, необходимую для приготовления раствора, воспользовавшись формулой (3.1),

mкисл. = CM ∙ Mкисл. ∙ Vр-ра = CM ∙ 98 ∙ 0,1.

Затем, используя формулу (3.5) Vкисл = mкисл/(ωкисл. ∙ ρкисл), рассчитайте объем концентрированной H2SO4. Рассчитанный объем концентрированной

серной кислоты внесите в мерную колбу на 100 мл, наполовину заполненную дистиллированной водой. После внесения кислоты раствор перемешайте взбалтыванием колбы. К полученному раствору аккуратно прилейте

23

воду до метки и снова перемешайте раствор. Определите концентрацию полученного раствора титрованием.

Титрование проводите 0,1 н. раствором гидроксида натрия (NaOH). Момент нейтрализации определяйте по изменению окраски индикатора (фенолфталеин, метилоранж). Последовательность операций титрования должна быть следующей:

– в конические колбы емкостью 100 мл внесите мерной пипеткой по 10 мл (аликвота) приготовленного раствора серной кислоты и добавьте по 2–3 капли раствора метилового оранжевого;

– добавьте в конические колбы по 20 мл дистиллированной воды

итщательно взболтайте раствор;

–заполните бюретку 0,1 н. раствором гидроксида натрия;

–в конические колбы с раствором кислоты приливайте из бюретки небольшими порциями раствор щелочи, непрерывно помешивая содержимое пробирки. Для этого держите конические колбы за горлышко пальцами правой руки, а зажим бюретки открывайте левой рукой;

– установите конец титрования по едва заметной, не исчезающей

втечение 30 с, окраске раствора;

–отметьте показания бюретки с точностью до 0,05 мл. Для проверки достижения точки эквивалентности, добавьте к раствору еще одну каплю раствора NaOH. Появление заметной окраски раствора будет указывать, что эта капля является избыточной;

–снова заполните бюретку раствором щелочи до нулевого деления и повторите титрование со следующей конической колбой.

Допустимое расхождение между двумя последовательными титрованиями не должно превышать 0,05 мл.

Результаты титрования используйте для расчета нормальной (эквивалентной) концентрации приготовленного раствора серной кислоты по соотношению

V1 ∙ СН1 = V2 ∙ СН2,

где V1 и СН1 – объем и нормальная концентрация раствора щелочи, а V2 и СН2 – объем и нормальная концентрация раствора кислоты.

Для перевода нормальной (эквивалентной) концентрации раствора кислоты воспользуйтесь формулой

СМ ∙ М = СН ∙ Э,

где СМ и СН – значения молярной и нормальной (эквивалентной) концентраций, а М и Э – молярная и эквивалентная массы растворенного вещества.

24

3.3 Варианты индивидуальных заданий

Вариант 1

1.Приготовить 100 мл 0,20 н. раствора бихромата калия и пересчитать

вмассовую концентрацию (ω, %), используя для этого плотность раствора.

2.Приготовить 100 г 2,5 % раствора сульфата меди (CuSO4) из медного купороса (CuSO4 ∙ 5H2O). Измерить плотность раствора. Сопоставить с литературными данными о плотности раствора такой же концентрации. Рассчитать ошибки эксперимента.

3.Из концентрированного раствора серной кислоты Н2SO4 (ω = 94 %, ρ = 1,831 г/мл) приготовить 100 мл разбавленного 0,2 М раствора. Определить точную концентрацию раствора титрованием раствором щелочи.

Задания по другим вариантам сведены в таблицу 2.

Таблица 2 – Варианты заданий для приготовления растворов

	Приготовление СН	Приготовление ω, %	Приготовление СМ
Вариант	водного раствора	раствора CuSO4	раствора из концентри-
	K2Cr2O7	из CuSO4∙5H2O	рованной H2SO4
2	0,17	2,0	0,10
3	0,13	1,0	0,05
4	0,15	1,5	0,15
5	0,10	3,0	0,25
6	0,23	3,5	0,30

3.4Вопросы для самоконтроля

1.Дайте понятие «раствор»? На какие виды по агрегатному состоянию делятся растворы? По какому принципу компоненты раствора относят

крастворителю и растворенному веществу?

2.От каких факторов зависит растворимость веществ? Какой раствор считается насыщенным?

3.Дайте определение разбавленных, концентрированных и насыщенных растворов. Может ли раствор быть одновременно насыщенным и разбавленным, концентрированным и ненасыщенным?

4.Дайте определение концентрации раствора и приведите основные способы выражения концентрации жидких растворов.

5.Напишите математическое выражение закона эквивалентов для реакции в растворах. Чему при расчетах целесообразнее использовать молярную концентрацию эквивалента (нормальную концентрацию)?

6.Выведите формулы для пересчета массовой доли (ω, %) в молярную, молярную концентрацию эквивалента, моляльную концентрацию,

25

используя только плотность раствора и молярную массу растворенного вещества.

7. Можно ли в расчетах по «правилу креста» использовать моляльность, нормальность и мольную долю?

ТЕМА 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АТОМНОЙ МАССЫ МЕТАЛЛА ПО ЕГО УДЕЛЬНОЙ ТЕПЛОЕМКОСТИ

Цель работы: научиться определять приближенные значения атомных масс металлов, используя для этого экспериментально установленные величины их удельных теплоемкостей.

4.1 Теоретическая часть

Под теплоемкостью подразумевается количество теплоты, которое необходимо сообщить 1 моль (или 1 г) вещества для изменения его температуры на 1°. Из этого определения следует, что теплоемкость может быть молярной (отнесенной к 1 молю вещества) и удельной (отнесенной к 1 грамму вещества). Теплоемкость обозначается буквой «с». Значение теплоемкости любого вещества зависит от температуры. Из экспериментальных исследований следует, что для повышения температуры одного и того же вещества на 1º необходимо затратить различное количество теплоты при разных температурах. Исходя из этого, различают среднюю теплоемкость вещества в интервале температур (Т2 – Т1), равную

c		Q
			.
	T T
2		1
Значение молярной теплоемкости (сV) со значением удельной (сm)
связано соотношением

сV = сm ∙ А.

Согласно правилу Дюлонга и Пти, молярная (атомная) теплоемкость большинства простых веществ, находящихся в твердом состоянии, приблизительно равна 26 Дж/(моль∙К). Следовательно, произведение атомной массы простого вещества на его удельную теплоемкость есть величина постоянная и приблизительно равная 26 Дж/(моль∙К). Математическая запись выведенной зависимости записывается так:

сV = сm ∙ А = 26 Дж/(моль∙К).

26

Таким образом, измерив экспериментальным путем удельную теплоемкость простого вещества, можно рассчитать приближенное значение его атомной массы.

А= 26 Дж / (моль K) .

сmДж / (г K)

Поскольку молярная масса любого вещества численно равна его молекулярной (атомной), то полученное значение будет равно приближенному значению атомной массы простого вещества в атомных единицах массы

(а. е. м.).

4.2 Экспериментальная часть

Лабораторную работу можно проводить в упрощенном калориметре. Чтобы собрать такую установку необходимо использовать три химических стакана, различной емкости. Стаканы должны свободно входить один в другой таким образом, чтобы их стенки не соприкасались. Кроме того, на дно большого и среднего стаканов помещаются подставки из корковой пробки, не позволяющие стаканам соприкасаться и снизу. Для предотвращения смещения стаканов в верхней части устройства они отделяются один от другого пластмассовыми или картонными кольцами. Верхний, маленький, стакан накрывается крышкой, в которой имеется отверстие для термометра с ценой деления 0,1 ºС и прорезь для пропускания отвеса с куском металла.

Взвесьте маленький стакан на технохимических весах с точностью до 0,01 г. Прилейте в него точно отмеренные 50 мл дистиллированной воды, поставьте его в собранный прибор, и накройте крышкой с термометром. Запишите массу стакана в лабораторный журнал. Через некоторое время снимите показания термометра, опущенного в воду маленького стакана. Внесите это значение температуры в журнал как начальная температура калориметра.

В отдельный стакан емкостью 500 мл налейте ~ 250 мл воды, поставьте стакан на включенную электроплитку и доведите воду до кипения.

Получите у лаборанта кусок металла массой ~ 50 г, взвесьте его на технохимических весах с точностью до 0,01 г, перевяжите металл прочной ниткой и погрузите на 20–30 мин в стакан с кипящей водой. По истечению указанного времени измерьте температуру кипящей воды (с точностью до 0,01 ºС). Это значение температуры металла, находящегося в кипящей воде.

Кусок металла из	стакана с кипящей водой очень быстро перенесите
в маленький стакан	собранной установки. Полностью погрузите металл

в воду и следите, чтобы он не соприкасался со стенками и дном сосуда. Закройте прибор крышкой и, помешивая термометром воду, записывайте

27

показания термометра через 10–15 с. Измерение температуры проводите до тех пор, пока она не достигнет максимума и не начнет уменьшаться. Полученные данные опыта запишите в журнале следующим образом:

–масса маленького стакана (калориметра), mст., г;

–масса куска металла, mМе, г;

–объем воды в маленьком стакане (калориметре), V, мл;

–начальная температура воды в маленьком стакане (калориметре),

tmin, ºС;

–температура металла в кипящей воде, tМе, ºС;

–максимальная температура воды в маленьком стакане, tmax, ºС. Вычисления удельной теплоемкости исследуемого металла базиру-

ются на тепловом балансе в собранной установке. Металл, массой mМе, нагретый до температуры tМе при помещении его в маленький стакан (калориметр), с массой mст. и температурой tmin, охлаждается, при этом температура воды повышается до значения tmax. Объем воды в миллилитрах можно численно приравнять к массе в граммах. Предполагается, что вся теплота, которая выделяется при охлаждении металла, расходуется только на повышение температуры стакана и воды в нем.

Количество теплоты, которое выделяет охлаждающийся кусок металла можно рассчитать исходя из формулы

Qвыд. = mМе ∙ сm∙ (tМе – tmin).

Это же количество теплоты расходуется на нагревание воды и маленького стакана.

Qпогл. = mводы ∙ своды ∙ (tmax – tmin) + mст. ∙ сст. ∙ (tmax – tmin),

где своды – удельная теплоемкость воды равная 4,184 Дж/(г∙K); сст. – удельная теплоемкость стекла (т. е. материала, из которого изготовлен

маленький стакан) – 0,8 Дж/(г∙K).

Исходя из теплового баланса (количество выделяемой теплоты приравнивается к количеству поглощаемой теплоты), получаем

Qвыд. = Qпогл.

mМе ∙ сm ∙ (tМе – tmin) = mводы ∙ своды ∙ (tmax – tmin) + mст. ∙ сст. ∙ (tmax – tmin).

Удельная теплоемкость исследуемого металла рассчитывается по формуле

сm = [mводы ∙ своды ∙ (tmax – tmin) + mст. ∙ сст. ∙ (tmax – tmin)] / [mМе ∙ (tМе – tmin)].

Для повышения точности определения удельной теплоемкости металла, в расчет принимают не всю массу маленького стакана, а только ту его часть, которая соприкасается с водой. Такая поправка считается вполне допустимой, поскольку стекло относится к материалам с низкой теплопро-

28

водностью. Однако при таком подходе появляется ошибка в определении массы стакана, контактирующей с водой.

Используя рассчитанное значение удельной теплопроводности металла, расчет приближенного значения его атомной массы проводят по формуле

А= 26 Дж / (моль K) .

сmДж / (г K)

После определения приближенного значения атомной массы исследуемого металла, рассчитайте относительную ошибку опыта, узнав у лаборанта, массу какого металла вы определяли.

4.3Вопросы для самоконтроля

1.Сформулируйте понятия «атом», «молекула», «элемент», «простое

вещество», «атомная масса», «молекулярная масса», «молярная масса»

и«молярная масса эквивалента» вещества?

2.Чем отличаются атомная масса и массовое число атома?

3.Раскройте понятие «дефект массы». Как он связан с атомной

массой?

4.Укажите связь между эмпирической и молекулярной формулами. Можно ли на основе только элементного анализа установить молекулярную формулу?

5.Какие из законов химии используются при написании химической формулы и уравнения химической реакции?

6.Назовите основные стехиометрические законы химии. В чем их

суть?

ТЕМА 5. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ГАЗА

Цель работы: ознакомиться с методами определения молекулярных масс газообразных продуктов; научиться определять молекулярную массу углекислого газа.

5.1 Теоретическая часть

Молекулярные массы простых и сложных веществ (Мr) измеряются в атомных единицах массы (а. е. м.). С 1961 г. принята общая единица

атомной массы – углеродная. Она приравнивается к 1/12 массы изотопа улерода-12 (12С).

29

В международной системе СИ масса углеродной единицы равна (1,6605655 ± 0,0000086)∙10–27 кг. Из приведенных данных видно, что пользоваться метрической системой для проведения химических расчетов весьма неудобно. Поэтому и была введена а. е. м. Атомные массы всех химических элементов приведены в периодической системе. Как видно из таблицы, их значения массы, для подавляющего количества элементов, отличаются от целочисленных. Это связано с изотопным составом элементов.

Молекулярные массы сложных веществ также измеряются в а. е. м., поскольку представляют собой сумму а. е. м. элементов, входящих в состав соединения. Например, молекулярная масса углекислого газа (диоксида углерода СО2) рассчитывается как сумма а. е. м. одного атома углерода и а. е. м. двух атомов кислорода.

Мr(СО2) = 12,011 + 2∙15,9994 = 44,0098 а. е. м.

В обычных расчетах, молекулярную массу рассчитывают всегда с точностью до 0,1 а. е. м. или (реже) до 0,01 а. е. м. Поэтому, молекулярную массу СО2 приводят равной 44 а. е. м.

Для практических расчетов в химии используется такая единица, как количество вещества – моль (ν). Можно встретить несколько отличающиеся определения этой единицы. Согласно стандарту, принятому в восьмидесятых годах, дано следующее определение: «Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 (12С) массой 0,012 кг (точно). При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц» [8].

Исходя из определения, 1 моль диоксида углерода (СО2) содержит 1 моль молекул СО2, 1 моль атомов углерода, 2 моля атомов кислорода, 22 моля электронов, 3 моля атомных ядер и т. д. Как видно, моль не является единицей массы, а является количеством вещества. И в то же время масса 1 моль любого вещества, выраженная в граммах, численно равна массе соответствующей структурной единицы системы, выраженной в а. е. м. Масса 1 моль вещества получила название молярной массы (M).

Таким образом, одна молекула СО2 имеет молекулярную массу 44 а. е. м., а 1 моль молекул СО2 имеет молярную массу 44 г/моль. Запись «г/моль» показывает какую массу вещества имеет 1 моль вещества.

В приведенном выше стандартном определении понятия количества вещества ν (моль) не приводится конкретное число содержащихся в нем структурных единиц. Число структурных единиц принято приравнивать к значению постоянной Авогадро (NA). К настоящему времени эту постоянную величину считают равной (6,022045 ± 0,000031)∙1023 моль–1. Однако при ее определении различными методами, результаты несколько не

30