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 масова частка розчиненої речовини, %;

4. Визначити об’єм 100 г розчину за формулою:

,

де густина розчину, г/см³.

5. Молярну концентрацію обчислити за формулою:

;

де маса розчиненої речовини, г;

молярна маса розчиненої речовини, г/моль;

об’єм розчину, мл.

6. Нормальну концентрацію обчислити за формулою:

,

де еквівалентна маса розчиненої речовини.

Одержані результати внести до таблиці:

Розчинена речовина	()
розчинник	вода	вода
, г/см3
ω, %
, моль/л
, моль∙ екв/л

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 або . Замочити універсальний індикаторний папір досліджуваним розчином. Визначити рН розчину, порівнявши забарвлення паперу з шкалою-еталоном. Повторити експеримент з розчином або .

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 в води розчинено калій нітрату. Масова частка калій нітрату в розчині:

або (мас.).

Приклад 2. Обчислення об’ємної частки розчиненої речовини

етилового спирту розбавили водою до об’єму . Об’ємна частка спирту:

або (об.).

Приклад 3. Обчислення молярності розчину (молярна концентрація)

Обчислити молярну концентрацію розчину алюміній хлориду з масовою часткою . Густина розчину .

Розв’язок: Маса розчину:

.

Маса у розчину, якщо за умовою у ста грамах розчину є 16 грамів :

.

Кількість речовини в розчину:

;

;

Молярна концентрація:

.

Приклад 4. Обчислення моляльності розчину (моляльна концентрація)

Яка моляльна концентрація го розчину алюміній хлориду?

Розв’язок. За умовою в розчину – і . Маса на :

.

Кількість моль на :

; ;

.

Моляльність розчину .

Приклад 5. Обчислення молярної (мольної) частки

Знайти мольну частку етилового спирту у його водному розчині з масовою часткою .

Розв’язок. За умовою розчину містить та . Кількість речовини (число моль): .

; ;

; .

Мольна частка спирту в розчині

.

ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ

1. В одному літрі () розчину знаходиться сульфатної кислоти. Яка молярна і еквівалентна концентрація цього розчину? Кислоту рахувати за двохосновну.

2. В реакцію з () сульфатної кислоти вступило () розчину лугу з еквівалентною концентрацією . Скільки грамів сульфатної кислоти витрачено на одержання цього розчину. Використати закон еквівалентів. Кислоту рахувати за двохосновну.

3. Розчин калій нітрату містить в одному літрі. Густина розчину . Розрахувати масову частку солі в розчині і молярну концентрацію розчину.

4. Обчислити масову частку сульфатної кислоти в її розчині ().

5. Який об’єм води потрібно прилити до 48%-го розчину нітратної кислоти (), щоб одержати 20%-й розчин?

6. Якою стане масова відсоткова концентрація 32%-го розчину нітратної кислоти, (), коли до його долити 1 літр води?

7. До 80%-го розчину нітратної кислоти () долили води. Якою стала відсоткова концентрація розчину?

8. Якою стане масова відсоткова концентрація 70%-го розчину сульфатної кислоти (), якщо до його долити води?

9. Для розчинення деякої маси кальцій карбонату витрачено розчину хлоридної кислоти. Обчислити масу взятого кальцій карбонату. Для рішення використати закон еквівалентів.

10. Обчислити еквівалентну концентрацію (нормальність) 18% розчину натрій гідроксиду ().

11. До 10%-го розчину калій гідроксиду (), долили 5%-го розчину (). Одержаний розчин розбавили водою до об’єму . Яка молярність розчину, що утворився?

12. Розчин приготували розчиненням йоду в чотирьоххлористого вуглецю . Обчислити мольну і масову частку йоду в цьому розчині.

13. Скільки літрів розчину натрій хлориду можна одержати з ?

14. В розчину є сульфатної кислоти. Обчислити молярну і еквівалентну концентрації цього розчину.

15. Розчин, утворений розчиненням толуолу в бензолу має густину . Обчислити відсоткову і молярну концентрації цього розчину.

16. Який об’єм розчину кислоти з еквівалентною концентрацією потрібний для нейтралізації розчину, що містить натрій гідроксиду? Для рішення використати закон еквівалентів.

17. Який об’єм 10%-го розчину натрій карбонату () потрібно взяти для приготування 2%-го розчину ()?

18. Із 20%-го розчину при охолодженні виділилося солі. Якою стала відсоткова концентрація охолодженого розчину?

19. Змішали 20%-го розчину і 40%-го розчину натрій хлориду. Обчислити масову відсоткову концентрацію одержаного розчину.

20. Із 60%-го розчину сульфатної кислоти випарували води. Якою стала масова концентрація розчину (у відсотках)?

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 () – це частка молекул, що розпались на іони. Ступінь дисоціації обчислюється відношенням концентрації дисоційованих молекул () до загальної концентрації розчину ():

.

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 (, , , , , ), сильні основи (основи, утворені лужними та лужноземельними металами – , , , ). У додатку 2 наведено константи дисоціації електролітів. Сильнішим є той електроліт, константа дисоціації якого вища. Слабшими є електроліти з значеннями .

Слабкі електроліти дисоціюють оборотно, до стану рівноваги. До них належать органічні кислоти (), слабкі неорганічні кислоти (, , , ) та слабкі основи (, , ). Дуже слабким електролітом є вода:

.

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: моль/л, рН = 7;

кислий розчин: моль/л, рН < 7;

лужний розчин: моль/л, рН > 7.

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):

;

;

(дисоціація Н₂О).

ІІ. Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою: гідролізує аніон, середовище розчину лужне (рН > 7), бо внаслідок гідролізу утворюється іон (луг):

;

;
.

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 (кислота):

;

;

.

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, ), осаду (PbS), газу (СО₂).

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 СОз^2–, 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: , , , враховуючи можливість ступінчатої дисоціації. Розділити електроліти на сильні, слабкі та середньої сили.

3. До кожної з речовин: , , , прибавили розчин натрій гідроксиду. В яких випадках відбулись реакції? Виразити їх молекулярними та іонними рівняннями.

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 , , , гідролізують? Чому? Скласти молекулярні та іонно-молекулярні рівняння гідролізу цих солей і вказати реакцію розчину кожної солі.

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 , , , гідролізують? Чому? Скласти молекулярні й іонно-молекулярні рівняння гідролізу. Вказати реакцію розчинів кожної з цих 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 – тиск насиченої пари розчинника над чистим розчинником;

– тиск насиченої пари розчинника над розчином;

– зниження тиску пари;

– мольна частка розчиненої речовини;

– кількість речовини розчинника, моль;

– кількість розчиненої речовини, моль.

ІІ закон Рауля: підвищення температури кипіння () і зниження температури кристалізації () розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини:

, ,

де – ебуліоскопічна константа розчинника;

– кріоскопічна константа розчинника;

– моляльна концентрація розчину.

Значення кріоскопічної та ебуліоскопічної сталої для деяких розчинників наведені в таблиці 8.

Таблиця 8

Кріоскопічні і ебуліоскопічні константи деяких розчинників