|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Основные классы неорганических веществСтр 1 из 11Следующая ⇒
Кафедра физики и химии
Чичварин А.В., Крахт Л.Н. Полева Е.А., Здарова Е.Р.
ОБЩАЯ ХИМИЯ ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
Одобрено научно-методическим советом СТИ НИТУ «МИСиС» для студентов, обучающихся по направлению: 13.03.01 – «Теплоэнергетика и теплотехника» 22.03.02– «Металлургия»
Старый Оскол 2018
УДК 541.1 ББК 24.5
Рецензенты: Игуменова Т.И., к.т.н., доцент кафедры ХХТОС и ПП Воронежского государственного университета инженерных технологий. Кравцова О.С., к.т.н., доцент кафедры физики и химии СТИ НИТУ МИСиС.
Чичварин А.В., Крахт Л.Н., Полева Е.А., Здарова Е.Р.: Общая химия. Лабораторный практикум. Старый Оскол 2018. –84 с.
Лабораторный практикум содержит необходимую информацию для успешного усвоения учебного курса по общей химии. В пособии подробно рассмотрены теоретические и практические основы проведения лабораторных работ, при выполнении которых студенты осваивают технику обращения с химическими реактивами и приспособлениями, приемы проведения химических операций, методы обработки опытных данных, учатся сопоставлять и анализировать результаты опытов и делать выводы. Практикум составлен в соответствии с требованиями к обязательному минимуму содержания дисциплины «Общая химия», входящей в основную образовательную программу подготовки специалистов по специальностям государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования.
© Чичварин А.В., Крахт Л.Н. Полева Е.А., Здарова Е.Р. © СТИ НИТУ «МИСиС» Содержание
Предисловие. 4 1. Основные классы неорганических веществ. 5 2. Установление формулы кристаллогидрата. 15 3. Определение молярной массы углекислого газа. 18 4. Определение эквивалентной и атомной массы металла. 23 5. Приготовление растворов и определение их концентрации. 30 6. Определение рН-раствора. 38 7. Гидролиз солей........................................................................................... 46 8. Тепловой эффект реакции нейтрализации. 51 9. Скорость химической реакции и равновесие. 58 10. Окислительно-восстановительные реакции. 63 Рекомендуемая литература. 75 Общие требования к составлению отчета по лабораторным работам.. 76 Приложения. 77 Приложение 1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.. 77 Приложение 2. Растворимость солей и оснований в воде. 81
Предисловие
Лабораторный практикум по общей химии имеет целью ознакомить студентов первого курса с основными методами проведения лабораторных работ. Перед началом работы в лаборатории общей и неорганической химии студенты должны обязательно изучить «Инструкцию по технике безопасности» и взять на себя обязательства неукоснительно ей следовать, о чем делается запись в «Журнале по технике безопасности». Лабораторные работы являются одной их важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенты должны ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, правилами техники безопасности. Лабораторные занятия при изучении химии в вузе преследуют две основные цели: 1) подтверждение экспериментом теоретических положений и законов; 2) обучение навыкам проведения лабораторных работ, при выполнении которых студенты осваивают технику обращения с химическими реактивами и приспособлениями, приемы проведения химических операций, методы обработки опытных данных, учатся сопоставлять и анализировать результаты опытов и делать выводы. Классический лабораторный практикум по химии носит в основном иллюстративный характер: в лабораторных опытах студенты находят подтверждение тех закономерностей, которые изучают на лекциях и на практических занятиях. Для облегчения усвоения материала в каждой работе приводится достаточно подробное теоретическое описание изучаемого вопроса, в конце – перечень контрольных вопросов, которые, как правило, задает преподаватель при приеме отчета по данной лабораторной работе. Таблицы, необходимые практически для каждой лабораторной работы даются в приложении. Все работы выполняют индивидуально, каждый оформляет отчет по своим результатам. При оформлении отчета записывают дату, номер, название работы и опыта, краткий конспект теоретического материала, краткое описание хода работы, наблюдение и результаты, полученные при его выполнении.
Основные классы неорганических веществ
Цель работы: Получение и исследование свойств наиболее распространенных простых веществ и соединений.
Теоретическая часть Вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента, а сложные – из атомов различных элементов. Сложные вещества называются химическими соединениями. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. К неметаллам относятся вещества, образованные атомами двадцати двух химических элементов: водорода, благородных газов, галогенов, кислорода, серы, селена, теллура, азота, фосфора, мышьяка, углерода, кремния, бора. Все остальные химические элементы и их простые вещества – металлы. Металлы в химических реакциях только отдают электроны, то есть являются восстановителями, поэтому в соединениях их атомы находятся только в положительных степенях окисления. Неметаллы в реакциях могут принимать и отдавать электроны, т.е. вести себя и как окислители, и как восстановители, поэтому степени окисления неметаллов в соединениях могут быть как отрицательными, так и положительными. Сложные вещества (химические соединения) очень многочисленны и разнообразны по составу и свойствам. Изучение веществ облегчает их классификация, так как, зная особенности класса соединений, можно охарактеризовать свойства их отдельных представителей. Основными классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды и соли. Оксидами называют соединения химических элементов с кислородом. По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные (СО, NO, N2O). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные (Na2O, CaO, FeO и др.), кислотные (SO2, SO3, SiO2, CO2 и т.д.) и амфотерные (ZnO, Al2O3 Сr2O3, SnO и др.). Также выделяют двойные и смешанные оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Гидроксидами являются соединения солеобразующих оксидов с водой. По типу и продуктам электролитической диссоциации в водных растворах и по химическим свойствам гидроксиды подразделяются на основания (NaOH, КOH, Mg(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)3 и др.), кислоты (H2SO3, H2SO4, HNO3, H3РO4, HСlO4 и др.) и амфотерные гидроксиды, или амфолиты (Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Al(OH)3, Cr(OH)3, Mn(OH)4 и др.). Cоли представляют собой продукты замещения атомов водорода в кислоте на металл или гидроксид-ионов в основаниях на кислотный остаток. Согласно теории электролитической диссоциации, солями называются вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также NH4+ – катион аммония) и анионы кислотных остатков. Соли подразделяются на нормальные, или средние (Na2SO4, K2S, Na2SiO3 и др.), кислые, или гидросоли (NaHCO3, KHSO4, NaHS и др.), основные, или гидроксосоли (ZnOHCl, (CuOH)2CO3, AlOH(NO3)2 и т.д.), двойные (KNaCO3, KAl(SO4)2 и др.), смешанные (СаСlOCl, или СаOСl2, Sr(HS)Cl и др.) и оксосоли (SbOCl, BiONO3, TiOCl2 и др.). Существуют соединения, которые не относятся к основным классам веществ: гидриды, карбиды, нитриды, сульфокислоты и сульфосоли, комплексные соединения и др.
Приборы и реактивы 1. Пробирки, стеклянная палочка. 2. Спиртовая горелка, щипцы, фарфоровая чашка. 3. Универсальная индикаторная бумага. 4. Цинк, магний, натрий, железо, медь. 5. Кислоты соляная и серная, 0, 1М раствор и конц., азотная, 1 М раствор. 6. Гидроксид натрия, 30%-й раствор и 0, 1 М р-р. 7. Хлорат калия (бертолетова соль). 8. Оксид марганца (IV). 9. Перманганат калия. 10. Хлорная вода. 11. Растворы: сульфата меди (II), сульфата кадмия, нитрата свинца (II), хлорида или сульфата никеля (II), хлорида железа (III), хлорида или сульфата цинка, хлорида бария, карбоната натрия, силиката натрия, йодида калия, хлорида калия. 12. Бихромат аммония. 13. Индикаторы: фенолфталеин, метилоранж, метиловый красный, малахитовый зеленый, метиловый фиолетовый, тимоловый синий, ализарин, тимолфталеин. 14. Хлорид натрия. 15. Оксиды цинка, меди и хрома. 16. Нитрат калия, хлорид железа (III) конц. 17. Раствор метилового красного. 18. Вода дистиллированная. Порядок выполнения работы Опыт 4. Получение металлов Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные в электрохимическом ряду активности металлов (ряд напряжений металлов) правее его. Это свойство используется для получения многих металлов. Приготовьте три пробирки. В первую пробирку внесите 20 капель раствора сульфата меди (II), во вторую – столько же раствора сульфата кадмия, в третью – нитрата свинца (II). В каждую пробирку опустите по одной грануле цинка. Наблюдайте протекание реакций с выделением меди, кадмия и свинца на поверхности цинка.
Цель работы: Определение количества (моль) воды в кристаллогидрате – медном купоросе.
Теоретическая часть В начале XIX в. Пруст в споре с Бертолле высказал утверждение, что вещество, независимо от способов получения, обладает одним и тем же составом. Это утверждение стало основным законом — закономпостоянства состава. На основании данных о составе вещества строилась его химическая формула с постоянным количественным соотношением элементов. Поэтому соединения постоянного состава были названы стехиометрическими соединениями.Закон постоянства состава и стехиометричность соединений долгое время считались незыблемыми. Однако в начале XX в. Н.С. Курнаков на основании своих исследований пришел к выводу о существовании нестехиометрических соединений, т.е. характеризующихся переменным составом. Соединения постоянного состава Н.С. Курнаков назвал дальтонидамив честь Дальтона, широко применявшего атомно-молекулярную теорию к химическим явлениям. Нестехиометрические соединения были названы в честь Бертолле бертоллидами. Соединениями постоянного состава являются вещества молекулярного строения, поскольку состав молекул однозначно определяется строением их образующих атомов. Если же кристаллическое вещество имеет атомное или ионное строение, то оно характеризуется более или менее переменным составом. Наиболее отчетливо переменный состав проявляется у соединений d-элементов — оксидов, сульфидов, нитридов, карбидов, гидридов. Среди неорганических веществ почти 95% не имеют молекулярного строения и, следовательно, являются нестехиометрическими соединениями, однако для удобства состав мы выражаем через химическую формулу, условно принимая, что все вещества строго стехиометричны. Формула химического соединения показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента входит в состав его молекулы или формульной единицы. Массовые соотношения элементов в молекулах можно представить как отношение произведений соответствующих атомных масс на число атомов каждого элемента в молекуле, т.е. можно записать: m1: m2: m3 = xA1: yA2: zA3, где m1, m2, m3 – содержание элементов в соединении (%); x, y, z – число атомов этих элементов в молекуле или в формульной единице; А1, А2, А3 – атомные массы элементов. Из этого уравнения следует:
что позволяет находить отношение между числами атомов в молекуле. Например, необходимо определить формулу вещества, которое содержит натрий (32, 43 %), серу (22, 55 %) и кислород (45, 02 %). Соотношение чисел атомов в формуле данного соединения:
Если самое меньшее число (0, 705) принять за единицу, то данное отношение становится отношением целых чисел: x: y: z = 2: 1: 4, следовательно, формула соединения Na2SO4. Эта формула будет простейшей, поскольку полученное соотношение может быть выражено также и числами, кратными найденным. Для установления истинной, или молекулярной, формулы необходимо знать молекулярную (молярную) массу соединения; это позволяет найти истинное соотношение атомов в молекуле. Так, например, бензол содержит углерод (92, 3 %) и водород (7, 7 %). Найденная из этого состава простейшая формула СН. Но в действительности молекулярная масса бензола, определяемая по плотности его пара, равна не 13 (12 + 1, т.е. АС+АН), а 78. Следовательно, истинная формула бензола С6Н6. Кристаллогидратами называются кристаллические вещества, включающие молекулы воды, например гипс CaSO4·2Н2О. Кристаллогидраты при нагревании теряют кристаллизационную воду, переходя в безводные соли. Пользуясь этим, можно определить содержание воды в кристаллогидрате, а затем, зная формулу безводной соли, рассчитать число молекул воды, присоединяющихся к одной молекуле безводной соли.
Приборы и реактивы 1. Фарфоровый тигель, 2. Песчаная баня, 3. Весы технические, 4. Эксикатор, 5. Медный купорос.
Порядок выполнения работы 1. Взвесить пустой фарфоровый тигель с точностью до 0, 01 г. Во взвешенный тигель насыпать 0, 5–1 г медного купороса. Тигель с кристаллогидратом снова взвесить. 2. Поместить тигель в нагретую песочную баню на 20–30 минут. 3. Перенести щипцами тигель в эксикатор и охладить. 4. Взвесить охлажденный тигель. 5. Повторить прогревание тигля, снова охладить его в эксикаторе и взвесить. Если масса изменилась не более чем на 0, 01 г, прогревание прекратить. 6. По результатам последнего взвешивания заполнить таблицу результатов опыта:
7. Вычислить количество воды, приходящееся на один моль CuSO4, и записать формулу медного купороса, определенную опытным путем. 8. Определить относительную погрешность опыта:
исходя из того, что реальная формула медного купороса близка к CuSO4·5H2O.
Контрольные вопросы 1. Что показывает формула химического соединения? 2. Чем отличается простейшая формула вещества от истинной? 3. Какие вещества называются кристаллогидратами? 4. Приведите не менее 5 примеров кристаллогидратов. Где они находят применение? 5. Какие вещества называют дальтонидами? 6. Какие вещества называют бертоллидами? 7. Как определить массовые соотношения элементов в молекулах? 8. Для чего применяются в химическом эксперименте тигель, эксикатор, песчаная баня. 9. Какова формула соединения водорода с кислородом, если мольное соотношение Н: О = 1: 1, а плотность его газа по водороду равна 17? 10. Определить формулу кристаллической соды, если при нагревании 286 г данной соли образовалось 106 г карбоната натрия. Цель работы: Определение молярной массы углекислого газа.
Теоретическая часть Равные объемы газов, взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении, содержат равное число молекул (закон Авогадро). Отсюда следует, что массы равных объемов двух газов относятся друг к другу, как их молекулярные или численно им равные молярные массы:
где m1 и m2 – массы газов; M1 и M2 – молярные массы этих газов. Отношение массы данного газа к массе того же объема другого газа, взятого при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Например, масса одного литра диоксида углерода равна 1, 98 г, а масса одного литра водорода при тех же условиях составляет 0, 09 г, следовательно, плотность CO2 по водороду равна: 1, 98: 0, 09 = 22 Обозначим относительную плотность газа буквой D. Тогда:
откуда М1 = D·М2, то есть молярная масса газа равна его плотности по отношению ко второму газу, умноженному на молярную массу второго газа. Чаще всего плотность газов определяют по отношению к самому лёгкому газу – водороду. Молярная масса водорода равна 2 г/моль, поэтому уравнение для расчета молярных масс газов имеет вид
Нередко также молярную массу газа вычисляют, исходя из его плотности по воздуху. Хотя воздух представляет собой смесь нескольких газов, известна его средняя молярная масса, равная 29 г/моль. В этом случае уравнение для расчета молярных масс газов имеет вид
Молярную массу газа можно определить также через молярный объем, равный 22, 4 л/моль. Для этого находят объем, занимаемый при нормальных условиях определенной массой газообразного вещества, а затем вычисляют массу 22, 4 л этого вещества. Полученная величина является его молярной массой. Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличающихся от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям (н.у.) используется объединенный газовый закон:
где V – объем газа при давлении P и температуре T; V0 – объем газа при нормальном давлении P0 (101325 Па) и температуре T0 (273 К). Молярную массу газа можно также вычислить по уравнению состояния идеального газа (уравнению Менделеева-Клапейрона)
где P – давление газа (Па); V – его объем (м3); m – масса (г); n – количество вещества, моль; M – молярная масса (г/моль); T – температура (К); R = 8, 31 Дж/(моль·К) – универсальная газовая постоянная.
Приборы и реактивы 1. Аппарат Кипа. 2. Склянка Дрекселя. 3. Колба объемом 1 л. 4. Весы технические. 5. Мраморная крошка. 6. Соляная кислота, 0, 1 М раствор. 7. Серная кислота, 1М раствор. 8. Вода дистиллированная.
Рисунок 1. Схема лабораторной установки для получения углекислого газа в аппарате Киппа. 1, 3 – соединённые между собой резервуары, 2, 9 – тубусы, 4 – шарообразная воронка, 5 – кран, 6 – штатив, 7 – колба-приёмник,. 8 – склянка Дрекселя, Порядок выполнения работы 1. Ознакомиться с установкой для получения углекислого газа в аппарате Кипа и убедиться в том, что она работает. 2. Колбу-приемник закрыть пробкой и отметить чертой уровень, до которого пробка вошла в горло колбы. Взвесить на технохимических весах колбу с пробкой с точностью до 0, 01 г (m1). 3. Наполнить колбу диоксидом углерода из аппарата Киппа. 4. Через 5 мин, не закрывая кран у аппарата Киппа, медленно вынуть газоотводную трубку из колбы и тотчас закрыть колбу пробкой; после этого закрыть кран 5. 5. Взвесить колбу с диоксидом углерода на тех же весах и с той же точностью, что и колбу с воздухом (m2). 6. Измерить рабочий объем колбы V1, для чего наполнить колбу дистиллированной водой до черты на шейке колбы и замерить объем воды, вылив её в мерный цилиндр. 7. Записать значения атмосферного давления и температуры, при которых проводится опыт, а также уравнение получения углекислого газа при взаимодействии мрамора с соляной кислотой. 8. Вычислить объем газа V0 при н.у. по уравнению объединенного газового закона. 9. Вычислить массу воздуха (m3) в объеме колбы, учитывая, что при 0 °C и 101, 3 кПа масса одного литра воздуха равна 1, 293 г. 10. Найти массу пустой (без воздуха) колбы с пробкой: m4 = m1 – m3 11. Найти массу диоксида углерода в объеме колбы m5 = m2 – m4 12. Определить относительную плотность CО2 по воздуху:
13. Вычислить молярную массу CO2 тремя способами: а) по воздуху:
б) по закону Авогадро:
в) по уравнению Менделеева–Клапейрона:
14. Вычислить среднее значение молярной массы углекислого газа с точностью до одного знака после запятой. 15. Определить погрешность опыта, сравнивая среднее опытное значение с теоретической величиной (44, 0 г/моль), и оформить отчёт.
Контрольные вопросы 1. Закон Авогадро. 2. Следствия из закона Авогадро. 3. Нормальные и стандартные условия. 4. Объединенный газовый закон и уравнение Менделеева-Клайперона. 5. Во сколько раз углекислый газ тяжелее воздуха? 6. В аппарате Киппа для получения СО2 из мрамора используется соляная кислота. Почему нельзя использовать более дешевую серную кислоту? 7. При постоянном давлении и температуре масса одного литра водорода равна 0, 082 г, а одного литра воды – 1 кг. Возможно ли определение плотности воды по водороду? Если невозможно, то почему? 8. Масса одного литра газа равна 2, 86 г. Определите его молярную массу. 9. Плотность газа 1, 96 г/л. Определите его молярную массу. 10. Установите формулу газообразного вещества, содержащего углерод (81, 82 %) и водород (остальное), масса одного литра которого при нормальных условиях равна 2, 6 г. Цель работы Установление эквивалентной и атомной массы неизвестного металла.
Теоретическая часть Раздел химии, посвященный изучению количественных соотношений между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Стехиометрические расчеты базируются на нескольких фундаментальных законах. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 – 1756 г.г., А. Лавуазье, 1777 г.): «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции». Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801г.): «Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав». Из закона постоянства состава следует, что элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому можно говорить об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений. Эквивалентом называется некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-всстановительных реакциях. В общем случае эквивалент любого вещества X может быть записан как (1/Z)X, где Z – число эквивалентности, равное тому количеству ионов водорода в кислотно-основных реакциях, или электронов в окислительно-восстановительных реакциях, которое эквивалентно частице X. Для кислот, оснований, солей число эквивалентности Z равно соответственно основности, кислотности или количеству элементарных зарядов катионов или анионов, а для элемента – степени окисления, проявляемой им в данном соединении. Масса 1 моля вещества эквивалента (1/Z)X называется молярной массой эквивалента М[(1/Z)X] и представляет собой отношение массы m вещества X к количеству вещества эквивалента n[(1/Z)X]: М[(1/Z)X] = Молярная масса вещества X и молярная масса эквивалента (1/Z)X связаны следующим соотношением: М[(1/Z)X] = Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ. Так для реакции:
Иначе говоря, массы взаимодействующих без остатка веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы:
Эквивалентные массы элементов и соединений используются при выражении концентрации растворов (молярная концентрация эквивалентов), при оценке жесткости воды, в расчетах по электролизу и т. д. Через эквивалентную массу элемента может быть определена его атомная масса, так как они связаны между собой соотношением:
где В – валентность элемента. При этом эквивалентная масса определяется экспериментально, а атомная масса рассчитывается приблизительно по закону Дюлонга-Пти, который гласит: атомная теплоемкость (т.е. произведение удельной теплоемкости С и атомной массы Аr) простых веществ в твёрдом состоянии примерно одинакова и составляет в среднем около 26 Дж/(моль ⋅ К), то есть C·Аr ≈ 26. Разделив приблизительную атомную массу на эквивалентную массу, получают валентность элемента, которую округляют до ближайшего целого числа. После этого умножением эквивалентной массы на валентность получают более точное значение атомной массы. Пример 1. Один атом хлора соединяется с одним атомом водорода, образуя хлороводород (НСl). Следовательно, эквивалент хлора в этом соединении равен 1. Пример 2. Кислород с водородом образует два соединения: Н2О2 (пероксид водорода) и Н2О (вода). В первом соединении эквивалентом кислорода является его атом и эквивалентная масса равна шестнадцати, а во втором – эквивалентом кислорода является 1/2 атома и эквивалентная масса равна восьми. Пример 3. Серная кислота содержит два атома водорода. В реакции замещения одного из них эквивалентом кислоты является её молекула с эквивалентной массой 98, а в реакции замещения двух атомов водорода – половинка молекулы (условная частица) с эквивалентной массой 49. Пример 4. При взаимодействии 59, 5 мг металла с серной кислотой выделилось 21, 9 мл водорода (объем измерен при температуре 17°С и давлении750 мм рт. ст.). Удельная теплоемкость металла 0, 39 Дж/(г·К). Вычислить атомную массу металла и определить, какой это металл. Решение. 1) Переводим экспериментальные данные в систему СИ:
2) По уравнению Менделеева-Клапейрона вычисляем массу водорода:
3) По закону эквивалентов определяем эквивалентную массу металла:
4) По закону Дюлонга-Пти находим приблизительную атомную массу металла:
5) Определяем приблизительное значение валентности
и округляем его до целого числа 2. 6) Рассчитываем точную атомную массу:
По периодической системе определяем металл – это цинк. Приборы и реактивы 1. Эвдиометр, 2. Весы аналитические, 3. Барометр, 4. Термометр, 5. Анализируемый металл, 6. Серная кислота, 7. Вода дистиллированная.
Порядок выполнения работы Эквивалентная масса металла определяется по водороду, который выделяется при взаимодействии металла с серной кислотой. Теплоемкость металла сообщает преподаватель. Взвешивание металла производится с точностью 0, 001 г на аналитических весах. Опыт проводится на приборе, называемом эвдиометром, изображенном на рисунке 2.
Рисунок 2. Схема установки для определения эквивалентной массы металла: 1 – штатив, 2 – пробирка, 3 – зажим, 4 – уравнительная воронка, 5 – колба Вюрца, 6 – мерная бюретка.
Установка собрана на химическом штативе (1). Она состоит из стеклянного реакционного сосуда (4), в котором находится кислота, мерной бюретки (5) для сбора выделяющего водорода и уравнительной воронки (6). Реакционным сосудом (4) является колба Вюрца объемом 50 мл с присоединенной пробиркой (2). Они соединены поливинилхлоридной трубкой, которую можно пережимать съемным зажимом (3).
Ход измерения. 1. Получив от преподавателя кусочек металла массой 0, 02–0, 03 г, взвесить его на аналитических весах и узнать у преподавателя его теплоёмкость. Массу и теплоемкость записать в таблицу 1. 2. Снять пробирку (2), поднять и закрепить уравнительную воронку (6) на штативе в таком положении, при котором уровень столбика воды в мерной бюретке (5) находится вблизи крайнего верхнего деления. При необходимости долить в воронку воду. После этого перекрыть полихлорвиниловую трубку зажимом (3), положить в пробирку (2) металл и вставить пробирку в полихлорвиниловую трубку. 3. Проверить прибор на герметичность. Для этого опустить уравнительную воронку (6) вниз примерно до 1/3–1/2 высоты штатива, наблюдая за уровнем воды в мерной бюретке (5). Если уровень воды не изменяется, то прибор герметичен, и на нем можно продолжить работу. Если уровень воды все время понижается, то прибор не герметичен. В этом случае устранить неисправность или попросить заменить установку. 4. Возвратить воронку (6) в исходное (верхнее) положение и записать уровень воды в мерной бюретке (5). Открыв зажим, сбросить металл в кислоту. Наблюдать протекание реакции и выделение водорода по понижению уровня воды в мерной бюретке (5). Передвигать уравнительную воронку (6) вниз синхронно с понижением уровня воды в бюретке (5). 5. После окончания реакции выдержать около 10 мин для охлаждения водорода до температуры в лаборатории (реакция идет с выделением тепла). После этого уровень воды в бюретке (5) и воронке (6) установить одинаковым и записать его в таблицу экспериментальных данных:
6. Записать значения температуры и давления в таблицу, вычислить и записать остальные показатели опыта. 7. По примеру, приведенному в теоретической части, вычислить эквивалентную массу металла, его валентность и атомную массу. При вычислении массы водорода иметь в виду, что в реакции выделяется влажный водород и поэтому его давление равно общему давлению по барометру за вычетом давления водяного пара:
Р(Н2) = Р – Р(Н2О)
Давление водяного пара при различных температурах T0C
9. По полученной в опыте атомной массе найти данный металл в периодической системе и записать его теоретическое (табличное) значение атомной массы. 10. Вычислить ошибку в определении атомной массы металла по формуле
11. Оформить отчет, сформулировать вывод.
Контрольные вопросы 1. Приведите определение понятий эквивалент и эквивалентная масса химического элемента и соединения. 2. Закон эквивалентов. 3. Как рассчитать значения эквивалентов кислоты, основания, соли? 4. Как определяется эквивалентный объем веществ? 5. Чему равны эквивалентные объемы водорода и кислорода при нормальных условиях? 6. Эквивалентная масса какого элемента равна 1? 7. Вычислите молярную массу эквивалента элемента, оксид которого содержит 22, 2 % кислорода. 8. Чему равна молярная масса эквивалента ортофосфорной кислоты, если 1 моль Н3РО4 провзаимодействовал с 1 моль гидроксида калия? |
Последнее изменение этой страницы: 2019-05-17; Просмотров: 239; Нарушение авторского права страницы
, 
, 
, 
, 
, 
.
(г/моль)
или 
, 
, 
.
.
.
.
.