ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

Стр 1 из 15Следующая ⇒

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

НЕГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«СЕВЕРО-КАВКАЗСКИЙ ГУМАНИТАРНО-ТЕХНИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ»

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия»

для студентов специальностей:

080110 Банковское дело (КБД); 072501 Дизайн (КД)

270802 Строительство и эксплуатация зданий и сооружений (КЗС)

030912 Право и организация социального обеспечения (КП),

230115 Программирование в компьютерных системах (КПК),

100401 Туризм (КТ); 080114 Экономика и бухгалтерский учет (КЭБ)

Ставрополь

Методические указания к проведению лабораторных работ составлены в соответствии с требованиями государственного стандарта высшего профессионального образования и программой дисциплины «Химия» для студентов специальностей 080110 Банковское дело (КБД); 072501 Дизайн (КД), 270802 Строительство и эксплуатация зданий и сооружений (КЗС), 030912 Право и организация социального обеспечения (КП), 230115 Программирование в компьютерных системах (КПК), 100401 Туризм (КТ); 080114 Экономика и бухгалтерский учет (КЭБ).

Методические указания включают в себя 19 лабораторных работ. Структурно каждая работа состоит из краткого теоретического обоснования по теме, подробной методики получения экспериментальных данных и их последующей обработки. В конце лабораторной работы приводятся вопросы для закрепления изученного материала и контроля знаний по теме работы.

Составители: О.А. Слепышева, преподаватель

А.В. Поволоцкий, преподаватель

Рецензент: О. А. Дюдюн, к. х. н., доцент кафедры технологии наноматериалов ФГОУ.

Данные методические указания разработаны в соответствии с ГОС СПО и ФГОС по изучению Химии студентами указанных специальностей и позволяют реализовать следующие компетенции: ОК-1, 3, 5

СОДЕРЖАНИЕ

Общие правила работы в химической лаборатории
Общие требования к выполнению лабораторного практикума и оформление лабораторного журнала
Лабораторная работа № 1 «Общие правила работы в химической лаборатории. Классы химических соединений»
Лабораторная работа № 2.. «Определение карбонатной жесткости воды»
Лабораторная работа № 3. «Получение, собирание и распознавание газов»
Лабораторная работа № 4. «Скорость химических реакций и химическое равновесие»
Лабораторная работа № 5. «Растворы. Приготовление растворов заданной концентрации»
Лабораторная работа № 6. «Химические свойства кислот»
Лабораторная работа № 7. «Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Испытание растворов кислот, оснований и солей индикаторами»
Лабораторная работа № 8. «Получение и свойства нерастворимых оснований.
Лабораторная работа № 9. «Факторы, влияющие на гидролиз солей»
Лабораторная работа № 10 «Окислительно-восстановительные реакции»
Лабораторная работа № 11. «Окислительно-восстановительные реакции: влияние кислотности среды»
Лабораторная работа № 12. «Коррозия металлов и методы защиты от коррозии»
Лабораторная работа № 13 «Изучение свойств соединений галогенов, серы, азота, фосфора»
Лабораторная работа № 14. «Изучение свойств одноатомных и многоатомных спиртов»
Лабораторная работа № 15. «Изучение свойств карбоновых кислот на примере уксусной кислоты»
Лабораторная работа № 16. «Получение этилена и исследование его свойств»
Лабораторная работа № 17. «Углеводы, альдегиды и кетоны»
Лабораторная работа № 18. «Изучение свойств амминов, аминокислот и белков»
Лабораторная работа № 19. «Идентификация органических соединений»
Приложения
Список литературы

Общие правила работы в химической лаборатории и техника безопасности. Оформление лабораторных работ

Цель и содержание: ознакомиться с правилами работы в химической лаборатории, усвоить правила техники безопасности, знать меры предупреждения и предотвращения несчастных случаев.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ ЛАБОРАТОРИЯХ.

КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

цель работы: ознакомитьсяс посудой, аппаратурой и веществами, применяемыми при работе в химической лаборатории, а также с методикой их безопасного использования.

Аппаратура: инструкции по ТБ в химической лаборатории, пипетки, стаканы, бюретка и колбы, штатив с пробирками, капелтьницы.

Теоретическое обоснование

По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функции, выполняемых ими в химических реакциях. Существует 4 класса неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из ионов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН^-)

Кислоты – это сложные вещества, содержащие ионы водорода и кислотный остаток.

Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металлов или продуктами замещения гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Т. е. соль рассматривают как продукт реакции нейтрализации, например:

Различают несколько номенклатур, применяемых в названиях химических веществ: по международной шкале – ИЮПАК; тривиальные или исторически сложившиеся, и устаревшие. Так кислота HCl известна под тривиальным названием «соляная»; по старой номенклатуре как «хлороводородная», а по международной квалификации – это раствор гидрохлорида водорода.

Таблица. Номенклатурные и тривиальные названия кислот

И кислотных остатков

Названия кислот	формула кислоты	Формула кислотного остатка и заряд иона	Название кислотного остатка
Азотистая	HNO₂	NO₂^‾	Нитрит
Азотная	HNO₃	NO₃^‾	Нитрат
Бромоводородная	HBr	Br^‾	Бромид
Хромовая	Н₂CrO₄	CrO₄^2‾	Хромат
Двухромовая	Н₂Cr₂O₇	Cr₂O₇^2‾	Дихромат
Иодоводородная	HI	I^‾	Иодид
Кремниевая	H₂SiO₃	SiO₃^2‾	Силикат
Марганцовая	HMnO₄	MnO₄^‾	Перманганат
Марганцовистая	H₂MnO₄	MnO₄^2‾	Манганат
Фосфорная	H₃PO₄	PO₄^3-	Фосфат
Уксусная	СН₃СООН	СН₃СОО^‾	Ацетат
Мышьяковая	H₃AsO₄	AsO₄^3‾	Арсенат
Серная	H₂SO₄	SO₄^2‾	Сульфат
Сернистая	H₂SO₃	SO₃^2‾	Сульфит
Сероводородная	H₂S	S^2‾	Сульфид
Тиосерная	H₂S₂O₃	S₂O₃^2‾	Тиосульфат
Хлороводородная (соляная)	HCl	Cl‾	Хлорид
Угольная	Н₂СО₃	СО₃^2‾	Карбонат
Щавелевая	Н₂С₂О₄	С₂О₄^2‾	Оксалат
Фтороводородная (плавиковая)	HF	F^‾	Фторид
Родановодородная	НCNS	CNS^‾	Роданид
Циановодородная	НCN	CN^‾	Цианид

Задание.

1. Ознакомиться с инструкцией по ТБ в химической лаборатории.

2. Ознакомится с основными видами посуды, применяемой в хим. лаборатории и методикой обращения с ней.

3. Разобрать основные классы химических соединений на примере применяемых в лаборатории реагентов.

Контрольные вопросы:

1. Какие вещества и в каком виде используют в качестве реагентов?

2. Как правильно приливать реагенты с помощью капельницы.

3. Какой примерно объем раствора используют при проведении опытов.

4. Как правильно работать с кислотами, щелочами и растворами солей?

5. Порядок оказания первой помощи.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

«ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАРБОНАТНОЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ»

Цель и содержание работы:

Ознакомиться с основами количественного анализа. Научиться определять карбонатную жесткость воды методом объемного анализа.

Теоретическое обоснование

Важнейшими показателями качества воды, определяющими пригодность ее использования для различных целей (питья, в строительном деле, охлаждения двигателей, использования на тепловых электростанциях) в сельском хозяйстве являются: содержание взвешенных веществ; сухой остаток; общая жесткость; карбонатная жесткость (общая щелочность); окисляемость; рН; содержание коррозионноагрессивных газов (СО₂, H₂S, SO₂, O₂ и др.); содержание ионов Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Cl^-, SO₄^2-, CO₃^2-, SiO₃^2-, Fe²⁺, Fe³⁺, Al³⁺.

Сухой остаток – масса солей, оставшихся после выпаривания воды. Окисляемость характеризует общее количество органических веществ в воде.

Одним из наиболее важных показателей качества воды является общая жесткость воды.

Общая жесткость воды равна сумме концентраций в ней катионов Ca²⁺ (кальциевая жесткость) и Mg²⁺ (магниевая жесткость) и выражается в миллиэквивалентах на литр (мэкв/л) (или, что одно и то же, в
миллиграмм-эквивалентах на литр (мг-экв/л).

Ж_о = Ж_Ca + Ж_Mg, мэкв/л (2.1)

Для пересчета выраженных в мг/л концентраций кальция С(Ca²⁺) и магния С(Mg²⁺) в мэкв/л их нужно разделить на эквивалентные массы этих катионов, т. е.

, мэкв/л,

где 20, 04 и 12, 16 – эквивалентные массы соответственно Ca²⁺ и Mg²⁺.

Общая жесткость воды подразделяется на карбонатную и некарбонатную.

Карбонатная жесткость воды (Ж_К) обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO₃)₂и Mg(HCO₃)_2.

, мэкв/л,

где С(HCO^-₃) – концентрация гидрокарбонат-ионов в мг/л;
61, 02 – эквивалентная масса HCO₃^-.

Карбонатную жесткость называют также временной (устранимой), так как при кипячении растворимые гидрокарбонаты кальция и магния превращаются в нерастворимые карбонаты или оксикарбонаты:

Карбонатную жесткость часто называют щелочностью, так как гидрокарбонаты, вследствие гидролиза, придают щелочную реакцию воде:

Некарбонатная жесткость (Ж_НК) обусловлена наличием в воде хлоридов, сульфатов и других некарбонатных солей кальция и магния: CaCl₂, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄, CaSiO₃, MgSiO₃и др.

Некарбонатную жесткость называют также постоянной жесткостью. Кипячением она не устраняется. Обычно используют химические способы устранения постоянной жесткости воды.

Таким образом, общая жесткость воды равна сумме кальциевой и магниевой жесткостей, с одной стороны, и сумме карбонатной и некарбонатной жесткостей, с другой стороны.

Воды с общей жесткостью до 3 мг-экв/л называют мягкими. Солесодержание Балтийского, Каспийского, Черного морей равно 7, 5-16 г/л. Общая жесткость воды морей и океанов колеблется в пределах от 215 до 225 мэкв/л, в том числе карбонатная 15 мэкв/л (табл. 2.1).

Таблица 2.1 – Классификация природных вод по величине общей жесткости

Жесткость	Содержание, мэкв/л
Малая	< 1, 5
Средняя	1, 5-3, 0
Повышенная	3, 0-6, 0
Высокая	6, 0-12, 0
Очень высокая	> 12

Карбонатную жесткость воды определяют методом объемного анализа. Суть его состоит в точном определении объема раствора реактива с точно известной концентрацией, израсходованного на химическую реакцию с известным объемом раствора определяемого компонента. Окончание
реакции – точку эквивалентности – устанавливают с помощью
индикатора – вещества, изменяющего в этот момент свой цвет, или с помощью приборов.

Процесс постепенного приливания реактива с точно известной концентрацией к точному объему исследуемого раствора называют титрованием.

Согласно закону эквивалентов, вещества взаимодействуют между собой пропорционально их химическим эквивалентам (т. е. 1 эквивалент одного вещества взаимодействует с 1 эквивалентом другого вещества). Поэтому в объемных определениях используют нормальные растворы.

Карбонатную жесткость определяют титрованием определенного объема исследуемой воды 0, 1 н. раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого. При этом происходят реакции:

Ca(HCO₃)₂+ HCl → CaCl₂+ H₂O + CO₂↑

Mg(HCO₃)₂+ HCl → CaCl₂+ H₂O + CO₂↑

Расчет выполняют по формуле:

V(H₂O)·С_н(H₂O) = V(HCl)·С_н(HCl) (2.2)

где V(H₂O) – объем воды, взятой для анализа; V(HCl) – объем 0, 1 н HCl, израсходованной на реакцию с Ca(HCO₃)₂и Mg(HCO₃)₂; С_н(H₂O) – суммарная концентрация солей Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂, г-экв/л; С_н(HCl) – концентрация HCl, г-экв/л.

Из уравнения (2.2) находим С_н(H₂O) (т. е. карбонатную жесткость, выраженную в г-экв/л):

, г-экв/л. (2.3)

Выразим карбонатную жидкость в мг-экв/л или мэкв/л.

, мэкв/л. (2.4)

Пример. На титрование 100 мл воды пошло в среднем 12, 26 мл 0, 1016 н. HCl. Тогда карбонатная жесткость воды будет

С_н(H₂O) = 12, 25·0, 1016/100 = 0, 01225 г-экв/л, а т.к. 1 г-экв = 1000 мэкв = 1000 мг-экв, то

Ж_К= 0, 01225·10³ = 12, 25 мг-экв/л.

Аппаратура и материалы:

Стеклянная коническая колба для титрования объемом 250 мл – 3 шт., мерный цилиндр на 100 мл, стеклянные пипетки, штатив с бюреткой на 25 мл, химический стакан, метиловый оранжевый, 0, 1 н. раствор HCl, водопроводная вода.

Методика и выполнение работы:

1. Отмерьте мерным цилиндром по 100 мл водопроводной воды в три конические колбы для титрования.

2. В каждую колбу добавьте по 2-3 капли индикатора метилового оранжевого.

3. Бюретку промойте дистиллированной водой и один раз раствором титранта 0, 1 н. HCl.

4. После промывания заполните бюретку 0, 1 н. раствором HCl до нулевой отметки. Титруйте три колбы с исследуемой водой при постоянном перемешивании до перехода желтой окраски раствора в бледно-розовый цвет.

Расчеты:

По полученным результатам (V₁(HCl), V₂(HCl), V₃(HCl)) рассчитайте среднее значение V(HCl)_ср и определите карбонатную жесткость исследуемой воды по формуле (2.3):

, г-экв/л.

Сделайте вывод о качестве воды.

Контрольные вопросы:

1.Дайте определение понятиям: «общая жесткость», «карбонатная жесткость», «некарбонатная жесткость».

2. Присутствие каких солей в природе обусловливает жесткость воды?

3. Перечислите и охарактеризуйте методы устранения жесткости воды.

4. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Na₂CO₃, б) NaOH; в) Сa(OH)₂? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.

5. В чем заключается ионнообменный способ устранения жесткости воды?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

«Получение, собирание и распознавание газов»

Цель и содержание работы:

Научиться опытным путем получать, собирать и распознавать некоторые газы (на примерах кислорода; углекислого газа; аммиака).

Теоретияческое обоснование.

Газы играют важную роль как в природе, так и в химических процессах (газотранспортные реакции). Молекулы газов очень подвижны и легко проникают через пористые мембраны, многие полимеры. Некоторые вредные вещества переводят специально в газовую фазу, которую затем пропускают через специальные поглотители. Инертные, в химическом отношении, газы: азот, аргон, гелий аргон; применяют для защиты нагретых металлов от окисления. Кислород и углекислый газ (диоксид углерода) играют важную роль в биологии человека и растений (процессы дыхания и фотосинтеза). Угарный газ (монооксид углерода) способен блокировать работу гемоглобина, прекращая его взаимодействие с кислородом, что приводит к отравлению организма человека и животных продуктами его жизнедеятельности.

Аппаратура и материалы:

Штативы с пробирками; р-ры HCl, Са(ОН)₂ раствор фенолфталеина; CaCO₃; спиртовка; NH₄Cl, NаОН, HCl, раствор пероксида водорода, оксид марганца, кусок мрамора, раствор уксусной кислоты, раствор известковой воды, лакмусовая бумажка, спиртовка, пробирки, шпатель, стеклянная трубочка; газоотводная трубка.

Методика и порядок выполнения работы:

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

«СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»

Цель и содержание работы:

Экспериментально изучить влияние различных факторов (концентрации, температуры, присутствия катализатора в системе) на скорость гомогенной химической реакции. Влияние степени дисперсности вещества на скорость гетерогенной реакции.

Теоретическое обоснование

Однородная часть системы, обладающая одинаковым составом во всех точках и одинаковыми свойствами, называется фазой . Если исходные вещества образуют одну фазу, реакция называется гомогенной, например:

NаСl_(ж) + АgNО_3(ж) = NаNО₃ + АgCl↓. (4.1)

Реакция в данном случае протекает в растворе, нитрат серебра (раствор) и хлорид натрия (раствор) образуют одну фазу.

Если исходные вещества образуют каждое свою фазу, реакция называется гетерогенной, например:

Н₂SО_4(ж) + Zn_(тв) = ZnSО₄ + Н₂↑. (4.2)

Цинк (металл) и серная кислота (раствор) образуют каждый свою фазу. Реакция проходит на поверхности раздела фаз.

Скорость химической реакции – изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

, (4.3)

где С₂ – концентрации реагирующих веществ за время τ ₂, С₁– концентрации реагирующих веществ за время τ ₁, Δ С – изменение концентрации реагирующих веществ за период времени Δ τ.

Знак минус указывает на то, что концентрация исходных веществ с течением времени уменьшается, т. е. С₂ < С₁. Величина скорости
реакции – величина положительная.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, температуры, концентрации, давления для реакций газов и от поверхности раздела для гетерогенных реакций.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции выражает закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация берется в степени стехиометрического коэффициента.

Для реакции

mA + nB = pC + dD

скорость реакции будет:

υ = kC^m_A · Cⁿ_B, (4.4)

где k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры. Значения константы скорости в зависимости от температуры приводятся в справочниках.

Так, например, скорость гомогенной реакции (4.1) будет равна:

υ = k С_NaCl ·,

а гетерогенной реакции (6.2):

υ =k· _.

Влияние температуры на скорость реакции выражается правилом Вант-Гоффа: при постоянной концентрации исходных веществ при повышении температуры на каждые 10^о скорость химической реакции увеличивается в 3-4 раза.

, (4.5)

где υ _н – скорость реакции при начальной температуре t₁; υ _к– скорость реакции при конечной температуре t₂; γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз изменится константа скорости реакции при изменении температуры на каждые десять градусов.

. (4.6)

Примером зависимости скорости реакции от концентрации и температуры является разложение тиосульфата натрия в растворе серной кислоты. При этом протекают следующие реакции:

I. S₂O₃^2- + 2H⁺ ↔ H₂S₂O₃ (очень быстрая),

II. H₂S₂O₃ + H₂SO₃ → S↓ (медленная),

III. H₂SO₃ → SO₂↑ + H₂O (быстрая).

Которые суммарно можно записать как:

Na₂S₂O₃+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O.

Определяя по секундомеру время появления в растворе коллоида серы (начало помутнения раствора), можно в условных единицах определить скорость протекания реакции, а меняя температуру, ─ найти температурный коэффициент скорости реакции.

Аппаратура и материалы:

Штатив с пробирками; стеклянные бюретки; стеклянные пипетки; стеклянные палочки; химические стаканы объемом 100 мл; секундомер; ступка с пестиком; фарфоровые чашки; дистиллированная вода;

растворы: 3%-ный перекиси водорода H₂O₂; 10%-ный HCl; 0, 1 н. NaOH; 1 моль/л Na₂S₂O₃; 1 моль/л H₂SO₄.

твердые вещества: мел CaCO₃; кристаллический NH₄Cl.

Методика и выполнение работы:

Расчеты

1. Рассчитайте концентрацию тиосульфата натрия, исходя из общего объема раствора в пробирке и количества 1 М раствора тиосульфата, взятого для разбавления, по формуле (4.7):

. (4.7)

2. Найдите условную скорость реакции для каждой концентрации Na₂S₂O₃ и запишите результаты в таблицу 4.1.

3. Сравнив найденные условные скорости (см. таблицу) и сделайте вывод о влиянии концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции образования серы? По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от концентрации вещества..

Контрольные вопросы и задания:

1. Что такое скорость химической реакции? От каких факторов она зависит?

2. Во сколько раз увеличивается скорость реакции, если температура повысилась на 30 ⁰С, а γ = 3?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

«РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ»

Цель и содержание работы:

Ознакомиться со способами выражения концентрации растворов. Приобрести навыки приготовления растворов заданной концентрации.

Теоретическое обоснование

Растворы – твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или нескольких компонентов и продуктов их взаимодействия.

Причиной образования растворов является межмолекулярное взаимодействие частиц растворенного вещества и растворителя, в результате которого происходит изменение свойств растворенного вещества. Процесс растворения связан с диффузией, т. е. самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого.

Жидкие растворы состоят из жидкого растворителя (чаще всего воды) и растворенного вещества, которое до смешивания с растворителем могло быть твердым, жидким или газообразным. Растворение твердых веществ в воде состоит из двух процессов: процесса разрушения кристаллической решетки и процесса гидратации.

Процессом гидратации называется процесс взаимодействия ионов или молекул растворенного вещества с молекулами воды. Разрушение кристаллической решетки протекает с поглощением тепла. Процесс гидратации сопровождается выделением тепла. Поэтому общий тепловой эффект растворения Δ Н в основном определяется уравнением: Δ Н=Δ Н₁-Δ Н₂, где Δ Н₂ – теплота гидратации, Δ Н₁– энергия, идущая на разрушение кристаллической решетки. Если Δ Н₂> Δ Н₁, то растворение сопровождается выделением тепла; если Δ Н₁> Δ Н₂, то растворение сопровождается поглощением тепла.

Различают насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Насыщенные растворы – растворы, находящиеся в динамическом равновесии с осадком растворенного вещества.

Ненасыщенные растворы содержат меньше растворенного вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными , с высоким – концентрированными.

При приготовлении раствора в особых условиях можно получить раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем насыщенный, это так называемый пересыщенный раствор . Такие растворы неустойчивы – при введении «затравки» (кристаллика вещества) избыточное количество растворяемого вещества выпадает в осадок и образуется насыщенный раствор.

Количественно способность одного вещества растворяться в другом характеризует растворимость. Растворимость выражают концентрацией насыщенного раствора при данной температуре в г/100г растворителя и приводят в справочниках.

Растворимость зависит от:

1) природы растворяемого вещества и природы растворителя;

2) агрегатного состояния растворяемого вещества;

3) температуры: с увеличением температуры растворимость жидких и твердых веществ увеличивается, а газов – уменьшается;

4) давления для газов: с увеличением давления растворимость газов увеличивается.

Состав раствора выражают как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. В таблице 5.1 приведены наиболее часто употребляемые способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.

Таблица 5.1 – Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе

Способ выражения содержания растворенного вещества в растворе	Размерность, обозначение	Расчетная формула
Массовая доля (ω ) – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора	%
Мольная доля (χ ) –это отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе	%	, где п_в-ва и п_р-ля – соответственно количество растворенного вещества и количество вещества растворителя
Молярная концентрация или молярность (С_м) – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора	моль/л (М)	, где n – количества растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л
Молярная концентрация эквивалента или нормальность (С_н) – это отношение числа эквива-лентов растворенного вещества к объему раствора	моль-экв/л (н.)	, где n_экв – число эквивалентов растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л
Моляльная концентрация или моляльность (С_m) – это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя	моль/кг(р-ля)	, где n – количества растворенного вещества, моль; m_р-ля – масса растворителя, кг
Титр – это отношение массы растворенного вещества к объему раствора	г/мл	, где m – масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, мл

Аппаратура и материалы:

Коническая колба емкостью 250 мл, стеклянный стакан емкостью 150 мл, часовое стекло, микрошпатель, технохимические лабораторные весы, стеклянная палочка, мерные цилиндры емкостью 25 и 100 мл, ареометр, дистиллированная вода, поваренная соль NaCl.

Методика и выполнение работы:

Результаты работы

Таблица 5.2 – Приготовление раствора NaCl

Масса, m, г	Плотность, ρ, г/см³	Концентрация приготовленного раствора
соли	воды	ρ _теор.	ρ _экс.	С_м	С_н

Расчеты

1) По полученным данным определите массовую долю (ω _экс.) по таблице 1 приложения и вычислите относительную погрешность опыта по следующей формуле:

(5.4)

2) Рассчитайте молярную и нормальную концентрацию приготовленного раствора.

Контрольные вопросы:

1. Дайте определение понятию «раствор».

2. Перечислите известные вам виды растворов. Охарактеризуйте их.

3. Какие процессы лежат в основе растворения кристаллической соли в воде?

4. Перечислите и охарактеризуйте основные способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.

5. Что такое теплота растворения солей?

6. Перечислите основные причины влияния природы вещества на его растворимость в воде.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

«Химические свойства кислот»

Цель и содержание работы:

Изучить в лабораторных условиях химические свойства кислот.

Теоретическое обоснование

Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла. Общая формула кислот: Hx (Ac),

где Ac – кислотный остаток (от английского слова «acid» − кислота);
x – число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка.

Примеры кислот: НСl, HNO₃ , H₂SO₄ , HClO₄

Классификацию кислот производят:

а) По основности, т.е. по числу атомов водорода, которые в молекуле

кислоты могут замещаться атомами металла.

По основности кислоты делятся на:

- одноосновные (HCl, HNO3, HCN и др.);

- двухосновные (H2S, H2CO3, H2SO4 и др.) и т.д.

Кислоты, молекулы которых содержат два и более атомов водорода,

называются многоосновными.

б) По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:

-бескислородные (HCl, H2S, HCN и др.);

-кислородсодержащие (HNO3, H3PO4, HClO4 и др.).

Кислородсодержащие кислоты называются оксокислотами. Они являются гидратами кислотных оксидов, т.е. продуктами соединения кислотных оксидов с водой.

Химические свойства кислот:

Кислоты диссоциируют в водных растворах с образованием ионов водорода Н⁺, которые обуславливают общие химические свойства кислот.

В растворах кислот лакмус и метилоранж имеют красный цвет; фенолфталеин не изменяет свой цвет (остается бесцветным).

1) Кислотно-основные свойства:

Кислоты взаимодействуют со всеми веществами, проявляющими основные свойства:

а) с основаниями;

б) с основными оксидами;

в) с амфотерными оксидами;

г) с амфотерными гидроксидами;

2HCl + Zn(OH)₂ = ZnCl₂ + 2H₂O

д) с аммиаком:

H₂SO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂SO₄

е) с основными солями.

HCl + CuOHCl = CuCl₂ + H₂O

2) Обменные реакции с нормальными (средними) солями:

При взаимодействии кислоты со средней солью, образованной другой кислотой, образуется новая соль и новая кислота. Реакция происходит только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль (нерастворимая кислота) или, если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, образовавшая соль.

Например:

Н₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄↓

3) Окислительно-восстановительные свойства:

а) Кислоты как окислители:

Окислительные свойства проявляются, прежде всего, в реакциях с металлами.

б) Кислоты как восстановители:

Некоторые кислоты содержат анионы, которые могут проявлять восстановительные свойства. К таким кислотам относятся бескислородные кислоты (HCl; HBr; H₂S; HI) и кислородсодержащие кислоты, в которых элемент-кислотообразователь находится в промежуточной степени окисления (HNO₂; H₂SO₃). Обратите внимание, что фтороводородная кислота не проявляет восстановительных свойств, поскольку фтор является самым электроотрицательным элементом, и ни один окислитель не способен отнять электрон у фторид-иона F^-.

Аппаратура и материалы:

Штативы с пробирками; спиртовки; стеклянные палочки; держатели; химические стаканы; р-р H₂SO₄(разбавленная и концентрированная); H₂O; индикатор фенолфталеин; металлы: Zn, Al, Cu; CuO, NaOH; р-ры CuSO₄, BaCl₂.

Методика и выполнение работы:

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

«Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Испытание растворов кислот, оснований и солей индикаторами»

Цель и содержание:

Изучить основные свойства электролитов и особенности протекания химических реакций в растворах электролитов. Экспериментально изучить влияние различных факторов на процесс гидролиза солей.

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒