- •1. Важнейшие классы неорганических соединений
- •5. Растворы.
- •7. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •8. Электродные потенциалы металлов. Гальванические элементы.
- •Приложения…………………………………………………………………..73
- •1. Важнейшие классы неорганических соединений (оксиды, гидроксиды, соли)
- •Сложные неорганические соединения
- •Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением
- •Лабораторная работа Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей Цель работы
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •2. Скорость химической реакции. Катализ
- •Катализ
- •Лабораторная работа Химическая кинетика. Катализ
- •Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •3. Химическое равновесие
- •Лабораторная работа Химическое равновесие
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
- •Лабораторная работа Электролитическая диссоциация
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •5. Растворы
- •5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •Лабораторная работа Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов
- •Приготовление раствора заданной концентрации по правилу смешения из более концентрированного раствора и воды или из двух растворов с известным процентным содержанием
- •Лабораторная работа Приготовление растворов
- •Плотности растворов NaCl и kCl, соответствующие различным концентрациям в %
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •6. Ионообменные реакции
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •7. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Лабораторная работа Гидролиз солей
- •Контрольные вопросы
- •8. Электродные потенциалы металлов. Гальванические элементы. Электролиз
- •Разность потенциалов в цепи
- •Эдс, определяемая вольтметром, равна
- •Лабораторная работа
- •Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
- •Электролиз
- •Цель работы
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •9. Дисперсные системы
- •Лабораторная работа Дисперсные системы
- •Изучение разновидностей дисперсных систем и их свойств. Оборудование и реактивы
- •Опыт 1. Получение суспензии мела в воде
- •Опыт 2. Получение эмульсии масла в воде
- •Опыт 4. Коагуляция коллоидных растворов
- •Контрольные вопросы
- •Список литературы
- •Коэффициенты активности ионов при ионных силах раствора
- •Термодинамическая константа растворимости (произведение растворимости) труднорастворимых в воде электролитов при 25 0с
- •Стандартные электродные потенциалы металлов (ряд напряжений металлов)
- •Приложение 4 Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при 25 0с)
- •Учебное издание
- •Практикум по химии
- •Часть 1
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
Для качественной характеристики растворов используют понятия «разбавленный раствор» и «концентрированный раствор». Разбавленный раствор содержит мало растворенного вещества, концентрированный – много растворенного вещества. Между концентрированным и разбавленным растворами нет резкой границы, она условна. Разбавленный раствор может быть насыщенным, если вещество практически не растворяется в воде (например, насыщенные растворы AgCl, BaSO4 и т.д.). В то же время концентрированный раствор (например, сахарозы) может быть ненасыщенным, так как растворимость сахарозы равна 179 г при 0°С в 100 мл воды.
Количественный состав растворов выражается концентрацией. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества в определённом количестве раствора или растворителя.
В химической практике наиболее употребительны следующие способы выражения концентраций.
1. Массовая доля растворённого вещества – это отношение массы растворённого вещества Х к общей массе раствора:
,
где ω (Х) – массовая доля растворенного вещества Х, выраженная в долях единицы; m(X) – масса растворенного вещества Х, г; m – общая масса раствора, г. Массовую долю можно выражать также в процентах ( % ):
.
Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 %, то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.
Зависимость между объемом (V) и массой раствора (m) выражается формулой
m = ρV,
где ρ – плотность раствора, г/мл; V – объем раствора, мл; m – масса, г.
2. Молярная концентрация выражается числом молей растворённого вещества, содержащимся в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется мольно-объёмной концентрацией или молярностью и обозначается буквой М. Так, 2 М H2SO4 означает раствор H2SO4 , в каждом литре которого содержится 2 моля, т.е. 2 . 98 = 196 г H2SO4 .
3. Нормальность выражается количеством эквивалентов, растворённых в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется эквивалентной концентрацией или нормальностью и обозначается буквой «Н». Так, 2 Н H2SO4 означает раствор H2SO4, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента или 98 г H2SO4 .
4. Моляльная концентрация – количество моль растворённого вещества, приходящее на 1 кг растворителя ( моль/кг ). Обозначается буквой m. Концентрация выраженная этим способом, называется мольно-массовой концентрацией или моляльностью. Так, 2 m H2SO4 означает раствор серной кислоты, в котором на 1кг воды приходится 2 моля H2SO4 . Мольно-массовая концентрация раствора в отличие от его молярности не изменяется при изменении температуры.
5. Мольная доля – отношение количества моль данного вещества к общему количеству моль всех веществ, имеющихся в растворе. Концентрация, выраженная этим способом, обычно обозначается для растворителя N1, для растворенных веществ – N2, N3 и т.д. В случае раствора одного вещества в другом мольная доля растворенного вещества N2 равна
,
где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного вещества соответственно.
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.
6. Титр Т – масса вещества, содержащегося в 1 мл раствора, г/мл:
.
Титр связан с нормальностью соотношением
,
где Мэ – молярная масса эквивалента вещества.
Плотность растворов. Плотность раствора – это отношение его массы к объему, выражается в единицах г/см3 и обозначается буквой .
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).
Предположим, что имеется раствор серной кислоты с плотностью 1,200. По таблице находим, что для растворов серной кислоты с плотностью 1,174 и 1,205 процентная концентрация соответственно равна 24 и 28 %.
Считаем, что процентное содержание изменяется прямо пропорционально изменению плотности. Разница плотности равна 1,205 – 1,174 = 0,031, а разница в процентном содержании составляет 28% - 24% = 4%.
Находим разницу между плотностью нашего раствора и плотностью раствора кислоты с меньшей концентрацией. Она равна 1,200 – 1,174 = 0,026.
Увеличение плотности на 0,031 соответствует увеличению процентного содержания на 4%, а увеличение процентного содержания, соответствующее увеличению плотности на 0,026, находим из пропорции
0,031 – 4%
0,026 – х
х = 3,35%.
Прибавляем к процентному содержанию кислоты в растворе с меньшей плотностью 3,35% и получаем искомое процентное содержание
24% + 3,35% = 27,35%.