Опыт 1. Приготовление раствора хлорида натрия NaCl с заданной массовой долей

1. Получите у преподавателя задание для приготовления раствора определенной концентрации.

2. Рассчитайте, сколько потребуется соли и воды ( ) для приготовления раствора заданной концентрации, используя приложение и следующие формулы:

(5.1)

(5.2)

(5.3)

где массовая доля вещества, %; масса растворенного вещества, г; масса раствора, г; объем раствора, мл; плотность раствора, г/см³ (табл. 1 приложения).

Выполненные расчеты представьте преподавателю для проверки.

3. Взвесьте на часовом стекле или кальке расчетную массу хлорида натрия NaCl и количественно перенесите в коническую колбу емкостью 250 мл (кристаллики сухой соли необходимо смывать с часового стекла, используя отмеренный объем воды).

4. Отмерьте мерным цилиндром расчетный объем воды. Половину этого объема добавьте в коническую колбу с солью и тщательно перемешайте до полного растворения соли.. Оставшуюся воду постепенно из цилиндра перенесите в коническую колбу. Раствор хорошо перемешать.

5. Полученный раствор перенесите в мерный цилиндр емкостью 250 мл для измерения ареометром его плотности.

Результаты расчетов представьте в форме табл. 5.2.

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:

⇐ Предыдущая 1 2 3 456 7 8 9 10 Следующая ⇒