![]() Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Експериментальна частина. Дослід 1. Визначення масової частки, молярної та нормальної концентрації розчинів кислоти та основи
Дослід 1. Визначення масової частки, молярної та нормальної концентрації розчинів кислоти та основи 1. Налити в циліндр досліджуваний розчин. За допомогою ареометра визначити густину розчину. 2. За густиною досліджуваного розчину знайти масову частку розчиненої речовини, ω, % (табл. 6 або 7). 3. Прийняти масу розчину за 100 г. За означенням маса розчиненої речовини в 100 грамах розчину рівна її масовій частці.
де 4. Визначити об’єм 100 г розчину за формулою:
де 5. Молярну концентрацію обчислити за формулою:
де
6. Нормальну концентрацію обчислити за формулою:
де Одержані результати внести до таблиці:
Таблиця 6 Густина водних розчинів КОН при 15°С
Дослід 2. Визначення реакції середовища розчину за допомогою індикаторів У дві пробірки налити по 1-2 мл кислоти. Додати в одну пробірку кілька крапель індикатора фенолфталеїну, а в іншу – кілька крапель індикатора метилоранжу. Повторити експеримент з розчином лугу. Результати досліду оформити у вигляді таблиці, де вказати забарвлення розчинів при дії індикаторів.
Дослід 3. Визначення реакції середовища розчину за допомогою універсального індикатора Налити в пробірку 1-2 мл розчину Результати записати до таблиці:
Таблиця 7 Густина водних розчинів деяких кислот за 15°С, г/мл
ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ Приклад 1. Обчислення масової частки розчиненої речовини При
Приклад 2. Обчислення об’ємної частки розчиненої речовини
Приклад 3. Обчислення молярності розчину (молярна концентрація) Обчислити молярну концентрацію розчину алюміній хлориду з масовою часткою Розв’язок: Маса
Маса
Кількість речовини
Молярна концентрація:
Приклад 4. Обчислення моляльності розчину (моляльна концентрація) Яка моляльна концентрація Розв’язок. За умовою в
Кількість моль
Моляльність розчину Приклад 5. Обчислення молярної (мольної) частки Знайти мольну частку етилового спирту Розв’язок. За умовою
Мольна частка спирту в розчині
ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ 1. В одному літрі ( 2. В реакцію з 3. Розчин калій нітрату містить 4. Обчислити масову частку сульфатної кислоти в її 5. Який об’єм води потрібно прилити до 6. Якою стане масова відсоткова концентрація 32%-го розчину нітратної кислоти, ( 7. До 8. Якою стане масова відсоткова концентрація 70%-го розчину сульфатної кислоти ( 9. Для розчинення деякої маси кальцій карбонату витрачено 10. Обчислити еквівалентну концентрацію (нормальність) 18% розчину натрій гідроксиду ( 11. До 12. Розчин приготували розчиненням 13. Скільки літрів 14. В 15. Розчин, утворений розчиненням 16. Який об’єм розчину кислоти з еквівалентною концентрацією 17. Який об’єм 10%-го розчину натрій карбонату ( 18. Із 19. Змішали 20. Із
ЛІТЕРАТУРА: [1 – c. 186-193; 2 – c. 206-208; 3 – с. 224-231; 4 – с. 153-165] ЗАНЯТТЯ № 12
Тема: РЕАКЦІЇ У РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ
Мета заняття: вивчити процеси електролітичної дисоціації у розчинах та особливості гідролізу солей.
ПИТАННЯ ДЛЯ ПІДГОТОВКИ
1. Електролітична дисоціація. Сильні та слабкі електроліти. Ступінь та константа дисоціації. 2. Іонні рівняння. 3. Водневий показник рН. Індикатори. 4. Гідроліз солей. Вплив процесу гідролізу на величину рН розчинів.
ТЕОРЕТИЧНІ ВІДОМОСТІ
За сучасними уявленнями електролітична дисоціація – це процес розпаду молекул електроліту на іони у розчинах під дією полярних молекул розчинника, або під час розплавлення. Наприклад: катіон аніон Розчини або розплави речовин-електролітів проводять електричний струм. Речовини, розчини чи розплави яких не проводять електричного струму, називаються неелектролітами. Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють величиною ступеня дисоціації. Ступінь дисоціації електроліту (
За величиною ступеня дисоціації 0, 001 – 0, 1н розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі. До сильних електролітів належать електроліти, які у водних розчинах дисоціюють практично повністю, необоротно. Це майже всі солі, сильні кислоти ( Слабкі електроліти дисоціюють оборотно, до стану рівноваги. До них належать органічні кислоти (
Для характеристики кислотності чи лужності середовища введено спеціальну величину – водневий показник (рН). Це від’ємний десятковий логарифм молярної концентрації іонів Гідрогену: Водневий показник рН визначає характер розчину: нейтральний розчин: кислий розчин: лужний розчин: Іонно-молекулярні, або просто іонні рівняння реакцій обміну відображають стан електроліту в розчині. В цих рівняннях сильні розчинні електроліти, які повністю дисоційовані, записують у вигляді іонів, а слабкі електроліти, малорозчинні і газоподібні речовини записують у молекулярній формі. Однакові іони в обох частинах такого рівняння скорочуються. При складанні іонно-молекулярних рівнянь слід пам’ятати, що сума електричних зарядів в лівій і в правій частині рівняння повинна бути рівною. Наприклад, молекулярне рівняння:
іонно-молекулярне рівняння:
іонне рівняння:
Отже, реакції у водних розчинах відбуваються в тому випадку, коли внаслідок реакції утворюються осад, газ або слабкий електроліт.
У водних розчинах іони солей можуть зв’язуватися з водневими або гідроксильними іонами води, утворюючи слабкий або малорозчинний електроліт. Такий процес називається гідролізом. Гідролізують лише солі, що утворюються з участю слабких кислот чи основ. Процес гідролізу оборотний і йде до стану рівноваги. І. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, не гідролізують. Розчини цих солей нейтральні (рН = 7):
ІІ. Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою: гідролізує аніон, середовище розчину лужне (рН > 7), бо внаслідок гідролізу утворюється іон
Якщо гідролізує багатозарядний іон, то гідроліз іде в кілька стадій. III. Солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою: гідролізує катіон, середовище розчину кисле (рН < 7), бо внаслідок гідролізу утворюється катіон
IV. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою: внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Солі цього типу гідролізують необоротно і до кінця. Значення рН розчину визначаються константою дисоціації більш слабкого електроліту (кислоти чи основи):
ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ Під час розв’язування задач цієї теми слід користуватись додатком 3, де вказана розчинність і додатком 2, де за величиною константи дисоціації можна встановити, сильним чи слабким електролітом є кислота або основа. Приклад 1. Написати іонно-молекулярні рівняння реакцій взаємодії між водними розчинами наступних речовин: а) HCl i NaOH; б) Pb(NO3)2 i Na2S; в) NaClO i HNO3 ; г) K2СО3 і H2SO4; д) CH3COOH i NaOH. Розв’язок. Запишемо рівняння взаємодії вказаних речовин в молекулярному вигляді:
Записавши сильні розчинні електроліти в іонному вигляді, одержимо повні іонні рівняння:
Виключивши однакові іони із обох частин рівностей, ми одержимо іонно-молекулярні рівняння відповідних реакцій:
Взаємодія цих речовин можлива тому, що в результаті відбувається зв’язування іонів з утворенням слабких електролітів (H2O, В реакції (д) два слабких електроліти, СН3СООН і Н2О, але оскільки реакції ідуть в напрямку більшого зв'язування іонів, а вода – більш слабкий електроліт, ніж оцтова кислота, то рівновага реакції зміщена в напрямку утворення води. Приклад 2. Скласти іонно-молекулярні і молекулярні рівняння гідролізу солей: а) КCN; б) Na2CO3; в) ZnSO4. Визначити реакцію середовища розчинів цих солей. Розв’язок. а) Калій ціанід КCN – сіль слабкої одноосновної кислоти та сильної основи КОН (див. додаток 2). При розчиненні у воді молекули солі повністю дисоціюють на катіони К+ і аніони CN –. Катіони К+ не можуть зв’язати іони ОН – води, оскільки КОН – сильний електроліт. Аніони CN – зв’язують іони Н+ води, утворюючи молекули слабкого електроліту НСN. Сіль гідролізує, як кажуть, по аніону. Іонно-молекулярне рівняння гідролізу:
або в молекулярній формі
Внаслідок гідролізу в розчині утворюється надлишок іонів ОН–, тому розчин КСN має лужну реакцію (рН > 7). б) Натрій карбонат Na2CO3 – сіль слабкої багатоосновної кислоти і сильної основи. В цьому випадку аніони солі СОз2–, зв’язуючи водневі іони води, утворюють аніони кислої солі НСО – 3, а не молекули Н2CO3, поскільки іони НCO3– дисоціюють значно важче, ніж молекули Н2CO3. Тому взвичайних умовах гідроліз відбувається по першій стадії. Сіль гідролізує по аніону. Іонно-молекулярне рівняння гідролізу:
або в молекулярній формі
В розчині утворюється надлишок іонів ОН–, тому розчин має лужну реакцію (рН > 7). в) Цинк сульфат ZnSO4 – сіль слабкої основи Zn(OH)2 і сильної кислоти H2SO4. В цьому випадку катіони Zn2+ зв’язують гідроксильні іони води, утворюючи катіони основної солі ZnOH +. Утворення молекул Zn(OH)2 не відбувається, оскільки іони ZnOH+ дисоціюють значно важче, ніж молекули Zn(OH)2. У звичайних умовах гідроліз іде по першій стадії. Сіль гідролізує по катіону. Іонно-молекулярне рівняння гідролізу: або в молекулярній формі:
У розчині утворюється надлишок іонів гідрогену, тому розчин має кислу реакцію (рН < 7). ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ
1. Написати рівняння електролітичної дисоціації кислоти, основи, солі. 2. Написати рівняння дисоціації на іони сполук-електролітів: 3. До кожної з речовин: 4. Чому розчин алюміній хлориду має кислу реакцію, розчин калій ціаніду – лужну, а розчин натрій йодиду– нейтральну? Виразити молекулярними і іонно-молекулярними рівняннями реакцій процеси гідролізу. 5. Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння реакцій гідролізу солей: Яке значення рН мають розчини цих солей? 6. Які з солей 7. Чому розчин нікель сульфату має кислу реакцію, розчин натрій нітриту – лужну, а розчин кальцій хлориду – нейтральну? Скласти молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакцій гідролізу тих з названих солей, які гідролізують. 8. Скласти молекулярні і іонно-молекулярні рівняння таких процесів: а) розчинення купрум (ІІ) гідроксиду в нітратній кислоті; б) взаємодія розчину нікель сульфату з розчином натрій гідроксиду; в) взаємодія розчину натрій сульфіду з розчином купрум (ІІ) хлориду. 9. Скласти молекулярні та іонно-молекулярні рівняння таких реакцій: а) нейтралізація слабкої оцтової кислоти лугом; б) дія сірководню на розчин нікель хлориду; в) взаємодія розчинів барій хлориду і аргентум нітрату. 10. Які з солей
ЛІТЕРАТУРА: [1 – с. 207-230; 2 – с. 215-229; 3 – с. 224-254; 4. – с.174-202]. ЗАНЯТТЯ № 13
Тема: ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ. ЗАКОНИ РАУЛЯ
Мета заняття: засвоїти закон, що виражає залежність фізичних властивостей розчинів (температура кипіння, температура замерзання, осмотичний тиск) від концентрації. Навчитись виконувати відповідні розрахунки. ПИТАННЯ ДЛЯ ПІДГОТОВКИ
1. Залежність зміни тиску насиченої пари розчинника над розчином від концентрації (І закон Рауля). 2. ІІ закон Рауля: підвищення температури кипіння та пониження температури кристалізації розчину в порівнянні з чистим розчинником. Фізичний зміст ебуліоскопічної та кріоскопічної сталих. 3. Практичне застосування законів Рауля. 4. Осмос. Закон Вант-Гоффа для осмотичного тиску. 5. Відхилення законів Рауля і Вант-Гоффа для розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт.
ТЕОРЕТИЧНІ ВІДОМОСТІ
Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються пропорційно концентрації розчинів. Властивості розчинів, які залежать лише від числа частинок в розчині і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються коллігативними. Це зміна осмотичного тиску, температури кипіння, температури кристалізації розчину в порівнянні з чистим розчинником, які зумовлені зниженням тиску насиченої пари над розчином. 1. Розчини неелектролітів. Число частинок у розчинах неелектролітів визначається лише концентрацією розчинів. І закон Рауля: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином пропорційне мольній частці розчиненої речовини:
де
ІІ закон Рауля: підвищення температури кипіння (
де
Значення кріоскопічної та ебуліоскопічної сталої для деяких розчинників наведені в таблиці 8. Таблиця 8 Кріоскопічні і ебуліоскопічні константи деяких розчинників
Осмотичний тиск розчину пропорційний його молярній концентрації і температурі (закон Вант-Гоффа):
де
2. Розчини електролітів Колігативні властивості розчинів неелектролітів ( На відміну від розчинів неелектролітів, у розчинах електролітів число частинок не відповідає числу молекул, воно збільшується за рахунок електролітичної дисоціації розчиненої речовини. Тому експериментальні значення величин
Ізотонічний коефіцієнт і пов’язаний із ступенем дисоціації електроліту
де
Для розчинів електролітів закони Рауля і Вант-Гоффа мають вигляд:
ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ Приклад 1. Обчислити температуру кристалізації та кипіння 2% водного розчину глюкози Розв’язок. За законом Рауля пониження температури кристалізації і підвищення температури кипіння розчину визначаються рівняннями:
де
Пониження температури кристалізації 2%-го розчину глюкози знаходимо з формули (1);
Вода кристалізується при 0 0С, отже, температура кристалізації розчину
За формулою (2) знаходимо підвищення температури кипіння 2%-го розчину глюкози:
Вода кипить при
Приклад 2. Розчин, що містить 8 г неелектроліту в 100 г диетилового ефіру, кипить при Розв’язок. З умови задачі знаходимо:
За формулою
де
Молярна маса розчиненої речовини Приклад 3. Розчин, що містить 0, 85 г цинк хлориду в 125 г води кристалізується при Розв’язок. Ступінь дисоціації визначаємо з формули:
де
де
Порівнюючи знайдене значення з експериментально визначеним пониженням температури кристалізації, знаходимо ізотонічний коефіцієнт
Ступінь дисоціації солі:
ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ 1. При розчиненні 8 г нафталіну в 2. У а) при якій температурі закипить розчин, що утворився; б) при якій температурі замерзне цей розчин? 3. При розчиненні в 400 мл води 4. Розчин, який містить 5. Обчислити відсоткову концентрацію водного розчину цукру 6. Обчислити відсоткову концентрацію водного розчину метанолу 7. Скільки грамів аніліну 8. Чи при однаковій температурі замерзатимуть розчини, що містять 9. Обчислити кріоскопічну константу оцтової кислоти, якщо відомо, що розчин 10. Рівні вагові кількості камфори 11. Температура кристалізації розчину, який містить 12. Скільки грамів сечовини 13. Обчислити температуру кристалізації 2%-го розчину етилового спирту 14. Обчислити процентну концентрацію водного розчину глюкози 15. Скільки грамів глюкози а) щоб знизити її температуру замерзання на б) щоб підвищити температуру кипіння на 16. У радіатор автомобіля налили 17. Визначити осмотичний тиск 18. До 19. Розчин, що містить 20. Розчин, що містить
|