Т. И. Макрушина, А. Л. Верещагин,

Стр 1 из 4Следующая ⇒

Т. И. Макрушина, А. Л. Верещагин,

Т.П. Разгоняева

РАСТВОРЫ

Методические рекомендации по выполнению

лабораторных работ для студентов специальностей

120100, 130400, 190900, 351100, 170600, 060800,

071900, 171200, 17150, 230100, изучающих

курс " Химия", для всех форм обучения.

Бийск 2004

УДК 546 (075.5)

Макрушина Т. И., Верещагин А.Л., Разгоняева Т.П. Растворы. Методические рекомендации по выполнению лабораторных работ по курсу " Химия".

Алт. гос. тех. ун-т БТИ. – Бийск.

Изд-ство Алт. гос. тех. ун-та, 2004. – 45 с.

Настоящее методические рекомендации представляет собой основные сведения по свойствам растворов, способам их приготовления и определения их концентраций, содержит описание правил и методики проведения лабораторной работы по приготовлению растворов.

Учебно-методический комплекс предназначен для студентов специальностей 120100 – Технология машиностроения, 130400 – Ракетные двигатели, 190900 – Информационно-измерительная техника, 170600 – Машины и аппараты пищевых производств, 351100 – Товароведение и экспертиза товаров, 060800 – Экономика и управление на предприятии. 071900 – Информационные системы и технологии, 351100 - Товароведение и экспертиза товаров, 171200 – Автоматизированное производство химических предприятий, 171500 – Высокоэнергетические устройства автоматических систем, 230100 – Эксплуатация и обслуживание транспортных технологических машин и оборудования.

Рассмотрено и утверждено на заседании кафедры прото-кол № 11 от 15.01.2004 г

Рецензент: к.х.н., доцент кафедры ХТОСА Орлова З.В.

ã БТИ Алт. ГТУ, 2004

Введение

Очень многие химические реакции, в том числе технические и жизненно важные, протекают в жидкой фазе.

Растворы широко применяются в различных сферах деятельности человека. Они имеют большое значение для живых организмов. Человек, животные и растения усваивают питательные вещества в виде растворов. Растворами являются физиологические жидкости – плазма крови, лимфа, желудочный сок и др. Многие медицинские препараты являются растворами различных химических веществ в воде или в спирте.

Природная вода является раствором. В различных производственных и биологических процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов объясняет теория электролитической диссоциации. Знание теории электролитической диссоциации является основой для изучения свойств неорганических и органических соединений и глубокого понимания механизмов химических реакций в растворах.

Теоретическая часть

Классификация растворов

Растворами называют однородные системы, состоящие из двух или нескольких компонентов, состав которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Растворителем называется компонент, концентрация которого выше концентрации других компонентов.

Раствор это не механическая смесь, поскольку при растворении наблюдаются объемные и энергетические эффекты.

Раствор отличается от механической смеси гомогенностью, а от химического соединения:

a) переменным составом – от нуля до предела насыщения;

б) тем, что изменение свойств растворителя и растворённого вещества не носит радикальный характер.

Растворение – это самопроизвольный процесс, заключающийся во взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя. Точка зрения Д. И. Менделеева:

раствор - это сложная равновесная химическая система, образованная растворителем, растворенным веществом и продуктами их взаимодействия.

Различают истинные и коллоидные растворы.

Истинные растворы - размер частиц ~10^-10…10^-11 м, т.е. атомы или молекулы.

Коллоидные растворы - размер частиц ~ 10^-8… 5× 10^-10 м

Растворы бывают:

1) газообразные: газ-газ;

2) жидкие: газ-жидкость,

жидкость-жидкость,

твердое вещество – жидкость;

3) твердые: газ - твердое вещество,

твердое вещество - твердое вещество.

Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы – это растворы, в которых растворителем является вода.

Твёрдым раствором называется кристалл, кристаллическая решётка которого состоит из двух или более компонентов.

Растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы и проводят электрический ток, называются электролитами.

Идеальным называется раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между взаимодействующими компонентами одинаковы.

Общие свойства растворов

Общие (коллигативные) свойства растворов те, которые не зависят от природы растворённых веществ, а зависит от количества растворенного вещества.

1.2.1 Закон Рауля:

понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворённого нелетучего вещества:

, (1.1)

где и – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем и над раствором, Па;

х – мольная доля.

Первое следствие из закона Рауля: повышение температуры кипения DТ_кип пропорционально моляльной концентрации раствора:

DТ_кип= К_э× С_m, (1.2)

где К_э – эбулископическая постоянная растворителя,

С_m – моляльная концентрация, моль/1000 г.

Второе следствие из закона Рауля: понижение температуры замерзания DТ_зам пропорционально моляльной концентрации раствора:

DТ_кип=К_к× С_m, (1.3)

где К_к – криоскопическая постоянная.

К_к и К_э – зависят от природы растворителя:

(1.4)

где DН_кип – удельная теплота испарения, ;

Т_кип – температура кипения чистого растворителя, К;

R – газовая постоянная, .

, (1.5)

где DН_кри_c_. – удельная теплота кристаллизации, ;

Т_крит_. – температура кристаллизации чистого растворителя, К.

1.2.2 Осмотическое давление

Если система, разделённая мембраной, представляет собой растворы, в которых через мембрану способны проходить только молекулы растворителя, то свойства ее будут определяться разностью мольных долей (концентраций) растворителя по обе стороны мембраны.

Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Явление осмоса чрезвычайно разнообразно и во многом определяется природой мембраны и компонентов раствора.

Представим, что сосуд с двумя горлами для добавления раствора разделён мембраной (рисунок 1). В каждую часть сосуда зальём растворы, отличающиеся только концентрацией. Поскольку мольные доли растворителя по обе стороны мембраны не совпадают, то стремление их к выравниванию приведёт к переходу части растворителя в ту часть сосуда, где концентрация растворённого вещества больше. Увеличение количества растворителя эквивалентно возрастанию давления, и если мембрана способна к деформации, она изогнётся в сторону с меньшей концентрацией растворённого вещества (рисунок 1а). Если мембрана жёсткая, то в отсеке с большой концентрацией количество растворителя будет возрастать до тех пор, пока гидростатическое давление h (рисунок 1а) не станет равным осмотическому давлению и не прекратит осмос.

Если внешнее давление больше атмосферного и приложено к более концентрированному раствору, то растворитель будет переходить в разбавленный раствор – обратный осмос.

Рисунок 1 - Схема разности осмотических давлений при концентрации x1< x2 при эластичной (а) и жесткой (б) мембранах

Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации.

Согласно Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворённое вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объёме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление) обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно записать в виде:

π = С_М^.R^.T, (1.6)

где С_М– молярная концентрация, моль/л.

Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими. Независимо от природы растворённого вещества, изотоничность является следствием одинакового числа частиц в растворе.

Поскольку при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворённых молекул, Вант-Гофф ввёл понятие изотонического коэффициента i. По определению это отношение числа всех частиц к числу растворённых молекул:

i = число частиц в растворе / число молекул в растворе. (1.7)

В бензольном растворе уксусной кислоты i < 1, ибо в этом растворе число частиц меньше числа молекул, в результате реакции ассоциации в соответствие с уравнением 2CH₃COOH = (CH₃COOH)₂.

Если же в растворе преобладает не ассоциативный, а диссоциативный или ионизационный механизмы взаимодействия, то i > 1. Так, в одном растворе уксусная кислота диссоциирует:

CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺,

и число частиц становится больше числа молекул.

1.2.3 Закон распределения Нернста – Шилова:

при постоянной температуре соотношение равновесных концентраций между несмешивающимися жидкостями является величиной постоянной, независимой от общего количества компонентов:

, (1.8)

где К_рас – коэффициент распределения;

С_а и С_b – молярные концентрации веществ в растворах А и В, моль/л.

Растворимость твердых веществ в жидкостях увеличивается с увеличением температуры, давление практически не влияет. Добавки посторонних веществ снижают растворимость данного вещества - меньше свободных молекул растворителя (эффект высаливания).

Теория кислот и оснований

Множество химических реакций может быть рассмотрено с позиций кислотно-основных взаимодействий. Такие вопросы, как трактовка механизмов реакций, кислотный и основной катализ, влияние различных факторов на ход процесса, в основном базируются на учете кислотно-основных взаимодействий. Овладеть оценкой кислотно-основных взаимодействий - это значит понять сущность химической реакции и иметь возможность управлять ею.

Рассмотрим кратко эволюцию взглядов на природу кислот и оснований. Термины " кислоты" и " основания" сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Лишь в конце прошлого века после появления теории электролитической диссоциации (С.Аррениус, 1887 год) сформировалась первая научная ионная теория кислот и оснований (Д.Оствальд, С.Аррениус, 1890 год).

Важной вехой в развитии взглядов на кислоты и основания явилось сформулированное А. Ганчем в 1917-1927 годах понятие об амфотерности - способности некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии. И, как оказалось позже, таких соединений (проявляющих амфотерность) - подавляющее большинство. В зависимости от природы партнера по взаимодействию явная кислота может выступать в роли основания и наоборот.

Доминирующие в настоящее время протонная (И. Бренстед и Т.Лоури) и электронная (Г. Льюис) теории кислот и оснований были предложены одновременно в 1923 году. Сущность этих теорий будет рассмотрена ниже в данных методических рекомендациях.

Академиком АН Казахской ССР физиком-химиком М.И. Усанович была предпринята попытка объединить электронную и протонную теории. В 1930-х годах М.И. Усанович доказал несостоятельность разделения электролитов на «нормальные» и «аномальные». По его мнению, так называемая аномальная электрическая проводимость должна рассматриваться не как исключение, а как правило. В 1938 г. М.И. Усанович разработал оригинальную теорию кислот и оснований, положив в основу представление, что водород не является универсальным носителем кислотных свойств. Он отнес к кислотам все вещества, образующие соли при взаимодействии с основаниями. Все окислительно-восстановительные и протолитические реакции оказывались частным случаем кислотно-основных взаимодействий. Кроме того, М.И. Усанович считал, что амфотерность присуща всем полярным соединениям.

В современной химии используются две теории кислот и оснований: теория Бренстеда-Лоури и теория Льюиса-Усановича. Более общие определения кислот и оснований предложены в теории Льюиса - Уеановича.

Слабые электролиты

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH;

4) вода.

Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0, 3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

HAn = H⁺ + An^-.

Константа равновесия К_р этой реакции и есть константа диссоциации К_д:

К_д = [H⁺] ^. [An^-]/[HAn]. (1.11)

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:

К_д = С^.α ^.С^.α /С^.(1-α ) = С^.α ²/1-α. (1.12)

Это отношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α < < 1 это уравнение упрощается:

К_д = С^.α ². (1.13)

Тогда

. (1.14)

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

1.7 Растворы сильных электролитов

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, HNO₃) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-,

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С_М = 0, 01 моль^.л^-1);

2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat⁺ + An^-активности катиона(а₊) и аниона (а_-) соответственно равны

а₊ = γ ₊^.С₊, а_- = γ _-^.С_-, (1.15)

где С₊ и С_- - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;

γ ₊ и γ _- - их коэффициенты активности.

(1.16)

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я

и коэффициентов активностей:

(1.17)

Коэффициент активности по Дебаю-Хюккелю зависит, по крайней мере, от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε ) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая-Хюккеля:

. (1.18)

Ионная сила в свою очередь равна

. (1.19)

где С – аналитическая концентрация;

z – заряд катиона или аниона.

Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na₂SO₄ при одинаковых концентрациях будит иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.

Неэлектролиты

Неэлектролиты – это вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Экспериментальная часть

Цель работы

Научиться: готовить растворы заданной концентрации

производить пересчёты концентраций растворов

2.2 Мерная химическая посуда

Мерной называют посуду, применяемую для измерения объёмов жидкости. К ней относятся: цилиндры, пипетки, бюретки, мерные колбы.

При измерении объёмов необходимо, чтобы глаз наблюдателя находился на одной горизонтальной линии с нижним краем мениска жидкости. Нижний край мениска жидкости должен быть на одном уровне с меткой. На рисунке 4, цифрой 2 показано правильное положение наблюдателя, цифрами 1 и 3 – неправильное.

Мерный цилиндр (рисунок 5 a) применяют в тех случаях, когда измерение жидкости не требует большой точности. Мерные цилиндры – стеклянные сосуды с нанесёнными на наружной стенке мерками, указывающими объём в миллилитрах. Вместимость цилиндров бывает от 5…10 мл до 1 л и больше. Чтобы отмерить нужный объём жидкости, её наливают в мерный цилиндр до тех пор, пока нижний край мениска не достигнет уровня нужного деления.

Пипетки (рисунок 5 б) служат для отмеривания и переноса определённого объёма жидкости. Обычные пипетки представляют собой стеклянные трубки небольшого диаметра с расширением на середине. Нижний конец пипетки слегка оттянут и имеет диаметр около 1 мм. Пипетки бывают вместимостью от 1 до 100 мл. В верхней части пипетки имеется метка, до которой набирают жидкость. Широко применяют также градуированные пипетки с делениями (рисунок 5 в).

Бюретки позволяют точно отмерить любой объём жидкости в пределах её вместимости.

Объёмные бюретки (рисунок 5 г) представляют собой стеклянные градуированные трубки, снабженные притёртым краном или стеклянным капилляром, присоединённым к бюретке с помощью резиновой трубки. Внутрь резиновой трубки закладывают стеклянную

бусинку, закрывающую выход жидкости из бюретки. При оттягивании резиновой трубки от бусины внутри неё образуется зазор для вытекания жидкости.

Мерные колбы (рисунок 5 д) применяют для приготовления заданного объёма раствора. Они представляют собой плоскодонные сосуды различной вместимости. На горлышке колбы имеется метка, а на самой колбе указана её вместимость в миллилитрах при определённой температуре.

а б в г д

а – мерный цилиндр; б – пипетка; в – градуированная пипетка;

г – объёмные бюретки; д – мерные колбы

Рисунок 5 – мерная посуда

Методика проведения работы

Для ускорения растворения вещество рекомендуется измельчить в фарфоровой ступке. Так как часть вещества при этом может быть потеряна, то измельчение необходимо проводить до взвешивания. Не рекомендуется измельчать вещества гигроскопические (чем больше удельная поверхность такого вещества, тем интенсивнее идёт поглощение). Поэтому их растворяют в том виде, как они есть, раздробив только большие куски.

Следует отметить также, что точную навеску при использовании гигроскопичных веществ взять нельзя (из-за непрерывного поглощения влаги из воздуха стрелка весов «плывёт»).

В этом случае поступают следующим образом: на технических весах быстро взвешивают немного больше расчётной массы вещества, затем вещество растворяют в воде, определяют концентрацию полученного раствора и разбавляют до заданного значения.

Иногда тонко измельчённое вещество плохо смачивается водой и плавает на её поверхности. В этом случае рекомендуется порошок сначала смочить чистым спиртом (этиловым или метиловым), а затем приливать воду.

Растворимость многих веществ увеличивается с повышением температуры. Подогревание можно проводить на газовой горелке или электрической плитке (на асбестовой сетке) при непрерывном помешивании, т. к. осевшее вещество даёт местный прогрев, что может привести к выбросу смеси из сосуда, растрескиванию посуды.

При приготовлении раствора из сухих солей взвешивают расчетное количество вещества (навеску) в чистом сухом бюксе или на часовом стекле. Затем навеску высыпают в стакан, и бюкс (часовое стекло) несколько раз ополаскивают заранее отмеренным количеством воды. Оставшуюся воду выливают в стакан и перемешивают раствор до полного растворения соли. При смешивании растворов (или разбавлении) отмеренное количество исходных растворов выливают в стакан и обязательно перемешивают.

Для приготовления растворов с концентрацией менее 1 % соответствующую навеску вещества растворяют в 100 мл воды. Например: если готовят 0, 5 %-ный раствор, то 0, 5 г вещества растворяют в 100 мл воды, а не в 99, 5 мл, что приводит практически к несущественной ошибке. Следует прилить в стакан (колбу) с отвешенным веществом сначала часть отмеренной воды. И только после полного растворения навески добавить остальную воду.

2.3.1 Варианты заданий

1. Приготовить 100 мл раствора вещества А концентрации w% из безводной соли.

2. Приготовить 100 мл раствора вещества А концентрации w% из кристаллогидрата.

3. Приготовить 100 мл раствора вещества А концентрации w% из раствора концентрации w₁% (w%< w₁%).

4. Пересчитать полученные концентрации растворов из массовых долей в процентах в нормальные и молярные концентрации.

5. Рассчитать, сколько нужно взять безводной соли (кристаллогидрата) и раствора вещества А концентрацией w₁%, чтобы приготовить V мл раствора концентрацией w% (w%> w₁%).

Таблица 1 – Таблица экспериментальных данных

Наименование раствора	Концентрация раствора	Плотность раствора	Погрешность
расчетная	опытная	теоретическая	опыт-ная	%
%, масс	М	Н	%, масс
1. 2. 3.

Подготовка к защите лабораторной работы

Изучить материал занятия по литературе [1] и конспектам лекций.
Выучить значения основных терминов и определений.
Подготовиться к письменному опросу по терминам и определениям и решению задач по теме " Растворы".

ПРИЛОЖЕНИЕ Б

Тесты по теме «Растворы»

1. Чтобы ослабить или прекратить гидролиз в растворе хлорида алюмииния необходимо:

а) добавить гидроксид натрия;

б) добавить серную кислоту;

в) добавить хлорид натрия;

г) добавить воду;

д) охладить раствор; е. нагреть раствор.

2. Какие факторы понижают степень диссоциации уксусной кислоты:

а) подщелачивание раствора; б. разбавление раствора водой;

в) подкисление раствора; г. повышение температуры;

д) понижение температуры; е. добавление ацетата натрия.

3. Какая соль гидролизуется в большей степени?

а) ацетат железа (II); б. нитрат железа (II);

в) нитрат железа (III); г. бромид железа (III);

д) хлорид железа (II); е. ацетат железа (III)?

4. Сокращенное ионное уравнение реакции Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄. соответствует взаимодействиям таких веществ:

а) гидроксида бария с серной кислотой;

б) гидроксида бария с оксидом серы (VI);

в) хлорида бария с сульфатом натрия;

г) оксида бария с сульфатом калия;

д) карбоната бария с серной кислотой;

е) нитрата бария с сульфитом калия;

ж) хлорида бария с гидросульфатом аммония.

5. При сливании растворов каких веществ происходит реакция, описываемая сокращенным ионным уравнением H⁺ + OH^- = H₂O:

а) гидроксида бария и серной кислоты;

б) гидроксида меди и азотной кислоты;

в) гидроксида магния и азотная кислота;

г) гидроксида натрия и уксусной кислоты;

д) гидроксида калия и бромистоводородной кислоты;

е) гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия?

6. Нейтрализацию какой кислоты и основания изображает следующее сокращенное ионное уравнение M(OH)_n + nH⁺ = Mⁿ⁺ + nH₂O:

а) слабой кислоты и слабого основания;

б) слабой кислоты и сильного основания;

в) слабой кислоты и сильного основания;

г) сильной кислоты и слабого основания?

7. С каким веществом реагирует нитрат меди согласно сокращенному уравнению реакции Cu²⁺ + S^2- = CuS:

а) сероводородом; д) сульфидом натрия;

б) сульфатом натрия; е) сульфидом свинца;

в) гидросульфидом натрия; ж) гидросульфатом натрия.

г) сульфитом натрия;

8. Какое сокращенное ионное уравнение соответствует реакции водных растворов гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия:

а) CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂;

б) NaHCO₃ + OH^- = Na⁺ + CO₃^2- + H₂O;

в) HCO₃^- + OH^- = CO₃^2- + H₂O;

г) H⁺ + OH^- = H₂O.

9. Гидролиз какой соли описывается уравнением S^2- + H₂O = HS^- + OH^-:

а) сульфида алюминия; г) сульфида натрия;

б) сульфида аммония; д) сульфита натрия;

в) гидросульфида натрия; е) гидросульфита натрия?

10. Гидролиз водных растворов каких солей ослабляется при добавлении минеральной кислоты:

а. NH₄NO₃; б. Na₂SO₃; . NaHCO₃; . Sn(NO₃)₂; д. CrCl₃;

е. CH₃COONa.

11. Какие факторы благоприятствуют гидролизу как хлорида аммония, так и хлорида хрома (III):

а. подкисление раствора; б. подщелачивание раствора;

в. охлаждение раствора; г. добавление воды;

д. нагревание раствора.

12. При растворении NH₄NO₃в воде температура системы понизилась на несколько градусов. Является ли этот процесс эндотермическим и экзотермическим? Какой знак имеет изменение энтальпии данного процесса?

а) экзотермический, ∆ Н< 0;

б) эндотермический, ∆ Н> 0;

в) эндотермический, ∆ H< 0.

13. Буферные растворы – это растворы

а) с постоянным рН раствора вне зависимости от разбавления или добавления больших количеств сильной кислоты или сильного основания;

б) с переменным рН раствора при разбавлении;

в) с сохраняющимся практически постоянным рН раствора при разбавлении или добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания;

г) нейтральной реакцией;

д) с щелочной реакцией.

14. Изотонический раствор – это

а) раствор с одинаковым осмотическим давлением;

б) с давлением выше внутриклеточного;

в) с давлением ниже внутриклеточного;

г) с давлением выше атмосферного;

д) с давлением ниже атмосферного.

15. Давление пара над раствором:

а) ниже, чем над чистым растворителем;

б) выше, чем над чистым растворителем;

в) равно давлению над чистым растворителем;

г) не зависит от природы растворённого вещества;

д) не зависит от природы растворителя.

16. По теории Бренстеда-Лоури кислота – это:

а) вещество, способное отдавать протон;

б) акцептор электронов;

в) электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н⁺;

г) вещество, способное принимать протон;

д) вещество, способное отдавать электрон.

17. Математическая запись закона разбавления Оствальда имеет вид:

а) k =α ²c; б) k =β ²c; в)

г) k = β ²c;

д)

ПРИЛОЖЕНИЕ В

В.1 Блок-схема алгоритма проверки расчета и обработки

экспериментальных данных на компьютере

Проверку правильности произведенных расчетов по приготовлению растворов студенты проводят на ЭВМ. Программа обработки составлена на языке Borland Delphi. Для запуска программы студенту необходимо ввести свои исходные данные. Программа написана с выводом всех исходных и расчетных данных на дисплей компьютера и принтер.

В.2 Пример компьютерного отчета

Компьютерный отчет по лабораторной работе

«Приготовление растворов»

Задача №1- Приготовление раствора из безводной соли Исходные данные для приготовления раствора: Вещество: Na₂CO₃ Концентрация раствора: 4 % Объем раствора: 100 мл Плотность раствора: ρ = 1, 0400 г/см³
Расчетная масса навески безводной соли:	4.16 г
Расчетный объем воды:	99.84 мл
Опытная плотность приготовленного раствора: ρ =1, 0410 г/см³ Относительная погрешность приготовленного раствора η =0, 1 % Задача №2 – Приготовление раствора из кристаллогидрата Исходные данные для приготовления раствора: Вещество: СuSO₄ · 5H₂O Концентрация раствора: 3 % Объем раствора: 100 мл Плотность раствора: ρ = 1, 0295 г/см³
Расчетная масса навески кристаллогидрата:	4.84 г
Расчетный объём воды:	98.11 мл
Опытная плотность приготовленного раствора: ρ =1, 0290 г/см³ Относительная погрешность приготовленного раствора η =0, 05 % Задача №3 – Приготовление раствора путем разбавления водой Исходные данные для приготовления раствора: Раствор Na₂CO₃ Концентрация раствора: 2 % (масс) Объем раствора: 100 мл Плотность раствора: ρ _2%= 1, 0190 г/см³
Расчетный объем раствора:	48.98 мл
Расчетный объем воды:	51, 02 мл
Опытная плотность приготовленного раствора: ρ =1, 0170 г/см³ Относительная погрешность приготовленного раствора η =0, 2 %

ПРИЛОЖЕНИЕ Г

Основные термины и определения

Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н⁺ и гидроксид-анионы ОН^-, т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу оснований.

Анионы – ионы, несущие отрицательный заряд.

Ассоциаты – кластеры, содержащие одинаковые частицы.

Гели – высокодисперсная коллоидная система с соприкасающимися коллоидными частицами, скоагулированные золи.

Гидраты – это сольваты, в которых растворителем является вода.

Гипертонический раствор – раствор, у которого осмотическое давление выше внутриклеточного.

Диполь – электрически нейтральная система с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами, находящимися на определённом расстоянии друг от друга.

Дисперсная система – гетерогенная система, состоящая из двух или более фаз с сильно развитой поверхностью раздела фаз.

Золи – коллоидно-дисперсные системы с изолированными друг от друга коллоидными частицами.

Идеальный раствор – раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.

Изотонические растворы – растворы с одинаковым осмотическим давлением.

Изотонический коэффициент i – коэффициент в уравнении p=i× CRT; характеризующий отклонение от законов идеальных растворов вследствие электролитической диссоциации.

Ионы – атомы или группа атомов, несущие определённый заряд.

Катионы – ионы, несущие положительный заряд

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H⁺.

Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Кластеры – относительно небольшие группы частиц, объединённых теми или иными силами.

12 3 4 Следующая ⇒