- •Лабораторная работа № 4. Приготовление растворов заданного количественного состава. Определение концентрации растворов титрованием.
- •1. Разделы теоретического курса для повторения.
- •2. Теоретическая часть.
- •7. Моляльность. Моляльность раствора характеризуется количеством растворенного вещества в молях, приходящихся на 1 кг растворителя в данном растворе.
- •В своей рабочей тетради запишите ответы на вопросы и упражнения из раздела 3.
- •3. Вопросы и упражнения.
- •В рабочем журнале оформите раздел 4 и распечатайте его для выполнения в лаборатории(2 стр. На листе).
- •Зависимость плотности раствора от массовой доли растворенного вещества 20◦ , (г/см3)
- •Данные для приготовления раствора заданного количественного состава
- •Результаты эксперимента по приготовлению раствора заданного количественного состава.
- •Количественный состав раствора с заданной массовой долей, выраженный иными способами.
- •Часть 2. Определение концентрации растворов кислот и щелочей титрованием.
- •Результаты титрования раствора щелочи раствором кислоты.
- •Лабораторная работа № 5 Химическая кинетика и химическое равновесие.
- •1. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
- •2. Теоретическая часть. Химическая кинетика.
- •Реагенты→ переходное состояние→ продукты реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Влияние изменения концентрации на смещение химического равновесия.
- •Влияние изменения давления на смещение химического равновесия.
- •Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.
- •Влияние катализатора на состояние химического равновесия.
- •В своей рабочей тетради запишите ответы на вопросы и упражнения из раздела 3.
- •3. Вопросы и упражнения.
- •В рабочем журнале оформите раздел 4 и распечатайте его для выполнения в лаборатории(2 стр. На листе).
- •Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •Зависимость скорости реакции от условной концентрации раствора
- •Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Опыт 3. Влияние площади поверхности на скорость реакции в гетерогенной системе.
- •Часть 2. Химическое равновесие.
- •Влияние изменения концентрации реагентов и продуктов реакции на смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа № 6. Электролитическая диссоциация.
- •2. Теоретическая часть.
- •Зависимость силы электролита от значения константы его диссоцации.
- •Реакции в растворах электролитов.
- •В своей рабочей тетради запишите ответы на вопросы и упражнения из раздела 3.
- •3. Вопросы и упражнения.
- •4.Экспериментальная часть.
- •Сравнение химической активности электролитов.
- •2. Влияние сильного электролита, содержащего одноименный ион, на диссоциацию слабого электролита.
- •3. Реакции обмена в растворах электролитов.
- •Лабораторная работа № 7 Водородный показатель. Гидролиз солей.
- •1. Разделы теоретического курса для повторения.
- •2. Теоретическая часть.
- •Определение рН среды колориметрическим методом.
- •Изменение окраски индикаторов в зависимости от реакции среды.
- •Определение рН среды потенциометрическим методом.
- •Гидролиз
- •Гидролиз солей.
- •В своей рабочей тетради запишите ответы на вопросы и упражнения из раздела 3.
- •3. Вопросы и упражнения.
- •4. Экспериментальная часть.
- •1. Определение реакции среды колориметрическим методом.
- •Определение реакции среды и величины водородного показателя среды некоторых растворов колориметрическим методом.
- •Б) Определение реакции среды с помощью универсальной индикаторной бумаги.
- •2. Определение рН среды потенциометрическим методом.
- •Результаты определения величины рн среды потенциометрическим методом.
- •Порядок измерения величины рН растворов.
- •3. Влияние разбавления на глубину протекания процесса гидролиза.
- •4. Влияние нагревания на процесс гидролиза.
- •5. Взаимное усиление гидролиза.
- •6. Растворение активного металла в продуктах гидролиза.
- •7. Связь между константой гидролиза Кгидр. И константой диссоциации слабого электролита, образующего гидролизующуюся соль.
2. Теоретическая часть.
Вода является слабым электролитом. Обратимый процесс диссоциации этого электролита можно представить следующим уравнением:
Н2О Н+ + ОН-
Значение константы диссоциации позволяет судить о том, что равновесие процесса диссоциации воды смещено в сторону исходных веществ.
Концентрацию воды [Н2О] в знаменателе предыдущей дроби можно считать величиной постоянной и равной:
[Н2О] = =55,56 моль/л
Таким образом,
[Н2О] ∙ Кдисс.= 55,56 ∙ 1,8 ∙ 10-16 = 10-14
Эту величину, представляющую собой произведение концентраций ионов водорода на концентрацию ионов гидроксила называют ионным произведением воды, или константой воды Kводы:
Kводы = [Н+] ∙ [ОН ] = 10 -14
Kw является постоянной величиной как для чистой воды, так и для разбавленных растворов любых электролитов.
Величина ионного произведения воды увеличивается при повышении температуры.
В чистой воде концентрации гидроксид-ионов и ионов водорода равны:
[Н+] = [ОН- ] = √KW= √10-14 = 10 -7 моль/л
Для оценки реакции среды была введена специальная величина - водородный показатель среды, или рН представляющая собой логарифм концентрации ионов Н+ с обратным знаком.
рН = - lg [H+]
Для чистой воды:
рН = - lg 10 -7 = 7
Если в растворе концентрация ионов Н+ больше, чем 10-7 моль/л, то рН такого раствора будет меньше 7, что является показателем кислой среды раствора.
Если [Н+] < 10 -7 моль/л, то рН > 7 и раствор имеет щелочную реакцию среды.
Величина рН
|
Концентрация, моль/л |
Среда
| |
ионов водорода |
гидроксид – ионов | ||
< 7 |
> 10 -7 |
< 10 -7 |
Кислая |
=7 |
= 10 -7 |
=10 7 |
Нейтральная |
> 7 |
<10 -7 |
> 10 -7 |
Щелочная |
Определение рН среды колориметрическим методом.
Колориметрические методы определения реакции среды основаны на свойстве кислотно-основных индикаторов изменять свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в растворе.
Кислотно-основные индикаторы представляют собой сложные органические вещества: это слабые электролиты, обладающие кислотными или основными свойствами. Любой индикатор такого рода диссоциирует в растворе по уравнению:
HInd H+ + Ind-,
IndOH Ind+ + OH-, где:
HInd и IndOH - молекулярная форма индикатора;
Ind- и Ind+- ионная форма индикатора.
Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме, отличается от окраски раствора, содержащего индикатор в ионной форме. Например, в нейтральном растворе фенолфталеина, обладающего слабыми кислотными свойствами, равновесие сдвинуто влево, и бесцветная молекулярная форма преобладает над ионной формой. Поэтому раствор бесцветен:
HInd H+ + Ind-,
бесцветная форма малиновая окраска
Прибавление в раствор щелочи вызовет смешение равновесия вправо, что характеризуется усилением окраски, характерной для ионной формы индикатора и раствор становится малиновым.
Таким образом, переход одной окраски, характерной для молекулярной формы кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н+ или ОН- ионов, то есть зависит от рН раствора.