Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации

Приготовление растворов

Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации

Растворы — однородные системы, образованные двумя или большим числом компонентов. Компонент, содержание которого в растворе преобладает, обычно называют растворителем; компонент с меньшим содержанием называют растворенным веществом.

Способы выражения концентрации растворов

Количественное содержание компонента раствора, отнесенное к определенной массе или к определенному объему раствора или растворителя, называется концентрацией этого компонента. При этом содержание растворенного вещества обычно выражают в единицах массы, в молях или в эквивалентах.

Процентная концентрация (по массе) — это число единиц массы растворенного вещества, содержащихся в 100 единицах массы раствора. (Ниже процентная концентрация обозначена С%.) Так, 20% водный раствор КОН содержит 20 единиц массы КОН и 80 единиц массы воды.

Молярная концентрация (молярность) выражается числом молей растворенного вещества в 1 л раствора и обозначается буквой М или См.

Моль — единица количества вещества. Моль — это количество вещества системы, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С (6,022*10 в 23).

Масса вещества, содержащаяся в 1 моле данного простого или сложного вещества, называется мольной массой. Мольная масса вещества, выраженная в граммах на моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная масса.

Число молей простого или сложного вещества n находят из отношения массы m этого вещества в рассматриваемой системе к его мольной массе М:

Произведение объема раствора, выраженного в миллилитрах, на его молярность равно числу миллимолей растворенного вещества.

Эквивалентная концентрация (нормальность) выражается числом эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора и обозначается буквами N, н. или Сн.

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое в данной реакции равноценно (эквивалентно) 1 молю атомов водорода (1,0079 г). Масса 1 эквивалента называется эквивалентной массой.

Выражение концентрации растворов в единицах нормальности значительно упрощает вычисление объемов растворов количественно реагирующих друг с другом веществ. Эти объемы обратно пропорциональны их концентрациям, выраженным в единицах нормальности:

Произведение объема раствора, выраженного в миллилитрах, на его нормальность равно числу миллиэквивалентов растворенного вещества.

Концентрацию растворов выражают также через титр, т. е. массой (в г или мг) вещества, содержащегося в 1 мл раствора, и обозначают буквой Т.

Найденную величину называют титром по растворенному (рабочему) веществу. В аналитической практике пользуются также титром по анализируемому веществу, т. е.

массой (в г или мг) анализируемого вещества, эквивалентной тому количеству реагента, которое содержится в 1 мл раствора.

Например, титр 0,1 н H2SO4 (эквивалентная масса H2SO4 = 49,04 г/моль) равен:

При титровании этим раствором NaOH титр H2SO4, выраженный по анализируемому веществу NaOH (эквивалентная масса NaOH = 40,01 г/моль) равен:

Концентрацию растворов часто выражают в единицах моляльности — числом молей вещества, растворенного в 1 кг растворителя. Моляльность обозначают буквой m.

Формулы перехода от одних выражений концентрации растворов к другим

Примем следующие условные обозначения концентрации:

С% — процентная концентрация по массе; А — число единиц массы растворенного вещества на 100 единиц массы растворителя; Б — масса растворенного вещества в 1 л раствора; Сн — число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора (нормальность); См — число молей растворенного вещества в 1 л раствора (молярность); m — число молей растворенного вещества на 1000 г растворителя (моляльность); Э — эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль; М — мольная масса растворенного вещества, г/моль;

d — относительная плотность.

Тогда

Растворимость

Растворимость — величина, характеризующая способность вещества образовывать с данным растворителем однородную систему. Количественно растворимость газа, жидкости или твердого тела в жидком растворителе измеряется концентрацией насыщенного раствора при данной температуре.

Обычно растворимость твердых и жидких веществ выражают коэффициентом растворимости, т. е. массой вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 единицах массы растворителя с образованием насыщенного раствора. (Насыщенным называется раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества.)

Каждой температуре соответствует определенная растворимость данного вещества в данном растворителе. Сведения о растворимости приводятся в справочниках.

Растворимость газов в жидкостях повышается с увеличением давления и, в большинстве случаев, с понижением температуры.

Растворимость жидких веществ в жидкостях может быть неограниченной, когда жидкие компоненты смешиваются друг с другом в любых отношениях (этиловый спирт — вода) и ограниченной в случае несмешивающихся жидкостей.

В последнем случае расслаивание жидких компонентов системы зависит от температуры; обычно взаимная растворимость компонентов возрастает с температурой.

Выше некоторой температурной точки, называемой критической точкой растворимости, взаимная растворимость компонентов системы становится неограниченной (расслаивания нет).

Растворимость твердых веществ в жидкостях может изменяться в широких пределах. Обычно она возрастает с повышением температуры. Однако некоторые вещества не подчиняются этому правилу: растворимость их или понижается с повышением температуры, или повышается только до некоторого предела, выше которого растворимость уменьшается.

Техника приготовления растворов

По точности выражения концентрации растворы делят на приблизительные, точные и эмпирические.

Растворы кислот и оснований приблизительной концентрации служат в качестве вспомогательных реагентов при выполнении аналитических, препаративных и других работ.

Концентрацию подобных растворов рассчитывают либо по степени разбавления исходных веществ (растворов), либо по массе вещества (взвешивается на технических весах), растворенного в известной массе растворителя.

Часто приблизительную концентрацию растворов определяют по величине плотности.

Растворы с точной, заранее установленной концентрацией, называемые рабочими, стандартными или титрованными растворами, служат для определения точной концентрации других растворов.

Концентрации многих растворов вспомогательных веществ (индикаторы, специфические реактивы и др.) устанавливаются эмпирически и приводятся в соответствующих прописях.

Независимо от того, какие по точности концентрации приготовляют растворы, применять следует только чистые исходные вещества и воду высокой степени очистки, а в ряде случаев (для растворов NaOH, Na2S2O3) — очищенную от CO2.

Следует иметь в виду, что скорость растворения твердого вещества зависит от размера его частиц (тонкоизмельченное растворяется быстрее).

Некоторые вещества не смачиваются водой и плавают на ее поверхности, образуя тонкую пленку. Для приготовления водных растворов подобных веществ рекомендуют порошок вначале облить небольшим количеством этилового спирта (если он инертен по отношению к компонентам раствора), а уже затем приливать воду.

Сосуды для растворения и хранения растворов оснований должны быть снабжены хлоркальциевыми трубками, заполненными аскаритом или натронной известью, чтобы защитить раствор от СO2.

В некоторых случаях растворы следует хранить в атмосфере инертного газа (N2, СO2).

Растворы веществ, разлагающихся под действием света, например AgNO3, следует хранить в сосудах из коричневого стекла или покрытых черным лаком (в крайнем случае обернутых в черную бумагу).

Приготовление водных растворов кислот приблизительной концентрации

Водные растворы кислот (H2SO4, HCl, HNO3) обычно приготовляют соответствующим разбавлением исходных химически чистых концентрированных кислот. Разбавление проводят из расчета на объем, так как жидкость всегда легче отмерить, чем взвесить. Чтобы получить разбавленную кислоту (например, 1:5), к 5 объемам воды прибавляют 1 объем кислоты.

Процентное содержание концентрированных кислот контролируют по плотности, определяемой большей частью ареометром. Значения концентрации кислот в зависимости от плотности см. в справочниках.

Обращаться с концентрированными кислотами следует осторожно, так как они сильно действуют на кожу, разрушают одежду и обувь, портят полы и столы. При работе с концентрированными кислотами необходимо пользоваться резиновыми перчатками и защитными очками.

При приготовлении разбавленных растворов кислот (в особенности H2SO4) следует приливать кислоту в воду тонкой струей при непрерывном перемешивании стеклянной палочкой. Если при этом смесь сильно разогрелась, то ее охлаждают, после чего приливают следующую порцию кислоты.

Кислоту, попавшую на обувь или одежду, необходимо незамедлительно смыть большим объемом воды, нейтрализовать аммиаком или NaHCO3 и снова обмыть водой. Кислоту, разлитую на столе или на полу, засыпают песком, нейтрализуют Na2CO3, СаО, Са(ОН)2, СаСО3 и лишь после этого производят уборку.

При приготовлении разбавленных растворов из более концентрированных или путем смешения растворов разных концентраций, для расчета соотношения объемов удобно пользоваться так называемым правилом креста или смешения. Это правило может быть иллюстрировано схемой получения 5% (по массе) раствора разбавлением 20% раствора:

Правило креста распространяется и на случай, когда концентрация смешиваемых водных растворов выражена через плотность. Пусть дан водный раствор плотностью 1,57 г/см3. Нужно из него приготовить раствор с плотностью 1,20 г/см3. По правилу креста составляем схему:

отсюда следует, что нужно смешать 20 см3 раствора с р = 1,57 г/см3 с 37 частями по массе воды.

Расчет концентрации по правилу креста не отличается точностью, и пользоваться этим методом можно лишь для приготовления растворов приблизительной концентрации.

Приготовление безводного раствора хлорной кислоты

Раствор хлорной кислоты в безводной уксусной кислоте широко применяют в качестве титранта для кислотно-основного титрования в неводной среде.

Промышленность выпускает хлорную кислоту различной концентрации (от 42 до 70%), чаще всего в виде 57% водного раствора с плотностью около 1,50.

Избыточную воду из хлорной кислоты удаляют уксусным ангидридом:

Предварительно определив содержание воды в хлорной кислоте, последнюю растворяют в ледяной уксусной кислоте и рассчитывают, какой объем V1 (в мл) уксусного ангидрида необходим для удаления из хлорной кислоты избыточной воды:

где 100 — А — содержание воды в исходном растворе НСlO4, %; V — объем НСlO4, взятый для приготовления раствора, мл; р — плотность применяемого раствора HClO4, г/см3; p1 — плотность уксусного ангидрида, г/см3; 102 — молекулярная масса уксусного ангидрида; 18 — молекулярная масса воды.

Определенный объем HClO4 V постепенно, при непрерывном перемешивании, вливают в 800 мл ледяной уксусной кислоты, прибавляют V1 мл уксусного ангидрида, тщательно перемешивают, доводят объем раствора ледяной уксусной кислотой до 1 л и снова перемешивают. Через сутки раствор готов.

Приготовление растворов щелочей

При растворении NaOH или КОН необходимо пользоваться резиновыми перчатками и защитными очками. Щелочи вызывают химический ожог кожи, разрушают одежду и обувь. Брать твердую щелочь руками запрещается.

Водные растворы NaOH и КОН. При растворении твердых NaOH и КОН в воде происходит сильное разогревание; поэтому насыщенные растворы щелочей приготовляют в термостойкой стеклянной или, лучше, в фарфоровой посуде, постепенно добавляя твердую щелочь при перемешивании, чтобы избежать местного перегрева.

На воздухе NaOH и КОН поглощают воду и СO2. Образующиеся карбонаты мало растворимы в концентрированном растворе щелочей и постепенно выпадают в осадок.

Концентрированные растворы щелочей при хранении в стеклянной посуде разрушают стекло, выщелачивая из него кремневую кислоту. Поэтому лучше хранить их в сосудах из полиэтилена.

Из концентрированных растворов получают разбавленные растворы щелочей, концентрацию которых контролируют по плотности. Ориентировочное значение объемов разбавляемого раствора щелочи и воды можно рассчитать и по правилу креста.

Приготовление 50% раствора NaOH, не содержащего карбонатов (по ГОСТ 4517-75), производят следующим образом: в фарфоровом стакане растворяют при постепенном добавлении и перемешивании 250 г NaOH в 250 мл дистиллированной воды.

После охлаждения раствор переливают в полиэтиленовый сосуд, закрывают пробкой и выдерживают 2-3 недели, до полного осаждения NaCO3.

Затем прозрачный раствор сифонируют стеклянной трубкой и соответственно разбавляют водой, не содержащей СO2.

Спиртовый раствор КОН. Растворимость NaOH и КОН в метиловом спирте выше, чем в этиловом. Однако поскольку метиловый спирт очень токсичен и огнеопасен, обычно используют этанольные растворы NaOH и КОН. Растворимость NaOH в этиловом спирте при 28 °С составляет 14,7%, а КОН — 27,9%.

Для приготовления раствора КОН применяют этиловый ректификованный спирт, предварительно очищенный от альдегидов.

Наиболее эффективен следующий способ очистки: раствор из 2 г AgNO3 в 5 мл дистиллированной воды вливают в 1200 мл этилового спирта, находящегося в склянке с притертой пробкой, и тщательно перемешивают.

Отдельно растворяют 5 г КОН в 25 мл горячего этилового спирта, раствор охлаждают и вливают в спиртовой раствор AgNO3. Выпадает осадок Ag2O, которому дают осесть, фильтруют и отгоняют спирт.

Этиловый спирт, очищенный этим способом, остается бесцветным несколько лет.

Спиртовой раствор КОН при хранении часто приобретает слабо-желтую окраску, вызываемую осмолением примесей. Для приготовления растворов КОН, не окрашивающихся при длительном хранении, рекомендуют спирт предварительно обработать бутилатом алюминия (5 г на 1 л спирта). Смеси дают постоять 3-4 недели при комнатной температуре, после чего спирт декантируют и растворяют в нем КОН.

Приготовление водного раствора аммиака

Поступающий в продажу водный раствор аммиака плотностью 0,901-0,907 г/см3 при 20 °С, содержит 25-27% NH3. Препарат и его разбавленные растворы вполне пригодны для выполнения большинства препаративных и вспомогательных лабораторных работ.

Для аналитических работ ГОСТ 4517-75 рекомендует приготовлять растворы из баллонного жидкого синтетического аммиака или из водного аммиака, поступающего в продажу.

Газообразный аммиак вызывает раздражение глаз и слизистой оболочки носа, тошноту и головные боли. Все работы с аммиаком должны проводиться в вытяжном шкафу.

Из баллонного аммиака. Собирают установку (рис. 63). Баллон с аммиаком 1 устанавливают и закрепляют на подставке 2.

Баллон соединяют с пустой промежуточной склянкой 3, к которой присоединены две поглотительные склянки 4 с раствором NaOH для поглощения СO2.

Аммиак, очищенный от СO2, поступает в приемник 5, где находится дважды перегнанная дистиллированная вода, не содержащая СO2. Насыщение аммиаком проводят до достижения плотности раствора в приемнике 0,907 г/см3, что соответствует 25% раствору аммиака.

Для получения более концентрированного раствора приемник охлаждают водой со льдом в бане 8.

Склянка 6 — брызгоуловитель; склянка 7, содержащая раствор NaOH, предохраняет от попадания СO2 из воздуха в приемник.

Из водного аммиака. 500 мл водного аммиака помещают в круглодонную колбу вместимостью 1 л и осторожно прибавляют свежеприготовленную кашицу из 10 г СаО и воды.

Колбу соединяют с вертикально поставленным обратным холодильником, верхний конец которого закрывают трубкой с натронной известью, и оставляют раствор в покое на 18-20 ч. Затем собирают установку (рис. 64).

Колбу 2 с водным аммиаком ставят на водяную баню 1 так, чтобы холодильник был направлен вверх под углом 45°, и соединяют верхний его конец через промежуточную колбу 4 с приемником — колбой 5, содержащей 300-400 мл воды, и закрытой трубкой с натронной известью 6.

При нагревании водного аммиака на водяной бане газообразный аммиак поступает в приемник и полностью поглощается водой. Насыщение аммиаком проводят до достижения плотности раствора в приемнике 0,907 г/см3, что соответствует 25% раствору аммиака.

Приготовление рабочих растворов точной концентрации

Приготовление раствора из навески стандартного вещества.

Взятую с точностью до 0,0002 г навеску высушенного стандартного вещества, которая приблизительно соответствует рассчитанной для получения определенного объема раствора заданной концентрации, аккуратно переносят в мерную колбу и растворяют в небольшом объеме дистиллированной воды, не содержащей СO2.

Полученный раствор при периодическом взбалтывании разбавляют водой, доводя объем раствора в мерной колбе несколько ниже метки. Затем колбу с раствором выдерживают 15-20 мин при 20°С и осторожно добавляют воду до метки. Колбу закрывают пробкой и содержимое взбалтывают в течение 15-30 мин.

Зная массу исходного вещества и объем раствора, вычисляют его концентрацию.

Для упрощения последующих расчетов удобно пользоваться поправкой на нормальность (или коэффициентом нормальности) К.

Эта поправка представляет собой отношение нормальности приготовленного раствора к заданной нормальности раствора, выраженной целыми, десятыми или сотыми долями нормальности.

Например, нормальность приготовленного раствора оказалась равной 0,1036 н., а заданная 0,1 н. В этом случае

При умножении объема пошедшего на титрование раствора на эту поправку К получают эквивалентный объем заданной концентрации (в данном случае 0,1 н.).

В табл. 3 приведены некоторые твердые стандартные вещества, с помощью которых точно устанавливается концентрация наиболее часто применяемых рабочих растворов.

Приготовление растворов из фиксаналов. Фиксаналы, или стандарт-титры, представляют собой точно отвешенное количество реактива или его раствора, запаянного в стеклянную ампулу.

Как правило, в каждой ампуле содержится 0,1 эквивалента вещества.

При количественном перенесении содержимого подобной ампулы в мерную колбу на 1 л и доведении объема раствора водой до метки при 20 °С получаются точно 0,1 н. растворы.

Выпускаются фиксаналы HCl, H2SO4, NaOH, КОН, Na2CO3, NaCl, Na2C2O4, H2C2O4-2H2O, K2Cr2O7, K2C2O4, Na2S2O3-5H2O, KMnO4, AgNO3, NH4SCN, KSCN, NaSCN, BaCl2-2H2O, (NH4)2C2O4-H2O, Na2B4O7-10H2O, KCl, K2CO3, NH4Cl, I2 и др.

Фиксаналы рекомендуется применять во всех случаях, когда требуется быстро приготовить точный рабочий раствор, не прибегая к взвешиванию.

Вначале теплой водой смывают надпись на ампуле и хорошо обтирают ее чистым полотенцем. В мерную колбу вместимостью 1 л вставляют воронку с вложенным в нее стеклянным бойком (обычно прилагается к каждой коробке фиксанала), острый конец которого должен быть обращен вверх (рис. 65).

Ампуле с фиксаналом дают свободно падать так, чтобы тонкое дно ампулы разбилось при ударе об острый конец бойка. После этого другим стеклянным бойком пробивают боковое углубление ампулы и дают содержимому вытечь.

Не меняя положения ампулы, в образовавшееся верхнее отверстие вставляют оттянутый в капилляр и изогнутый вверх конец трубки промывалки и сильной струей промывают ампулу изнутри. Затем струей воды из промывалки хорошо промывают наружную поверхность ампулы и воронку с бойком.

Удалив ампулу из воронки, доводят уровень жидкости в колбе до метки. Колбу плотно закрывают и тщательно перемешивают раствор.

При пользовании фиксаналом 0,1 н. йода перед вскрытием ампулы необходимо поместить в мерную колбу 30-40 г KI для полного растворения йода.

Ампулы с фиксаналами твердых веществ (H2C2O4-2H2O, NaCl, KMnO4 и др.) вскрывают так же, как описано выше, но воронка должна быть совершенно сухая. Когда ампула разбита, содержимое ее осторожным встряхиванием высыпают в колбу, ампулу и воронку тщательно промывают дистиллированной водой.

Фиксанал AgNO3 при обычных условиях хранения через 2-3 года темнеет. Фиксаналы большинства других твердых веществ и кислот могут храниться неопределенно долгое время.

Фиксаналы NaOH, КОН пригодны только в течение 6 месяцев со дня их выпуска. Помутнение щелочных растворов — признак их порчи.

Рабочие растворы с точной концентрацией должны быть по возможности свежеприготовленными. Исключение составляют растворы KMnO4, титр которых следует устанавливать не ранее чем через 3-4 дня после их приготовления.

При хранении рабочих растворов следует периодически проверять их концентрацию. Рабочие растворы щелочей и тиосульфата натрия следует защищать от действия СО2 (хлоркальциевые трубки с натронной известью или аскаритом).

Сосуды с рабочими растворами должны иметь четкие надписи с указанием вещества, нормальности, поправочного коэффициента, даты изготовления и даты проверки концентрации.

Источник: http://www.spec-kniga.ru/obuchenie/tekhnika-laboratornyh-rabot/tekhnika-laboratornyh-rabot-prigotovlenie-rastvorov.html

Приготовление растворов заданной концентрации

Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации

ТЕМА: Растворы. Способы выражения концентрации. Приготовление раствора заданной концентрации.

Цель: Научиться навыкам проведения расчетов, необходимых для приготовления растворов различных концентраций и умению готовить такие растворы.

Задачи:

1. Ознакомиться со способами выражения концентрации растворов.

2.

Разобрать обучающие задачи по расчету концентрации растворов.

3. Подготовиться к лабораторной работе «Приготовление раствора соли заданной концентрации».

Студент должен знать:

1. до изучения темы: Понятия массовой доли, количества вещества, концентрации раствора и их взаимную связь.

2.

после изучения темы: Понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество; особенности структуры воды в жидком и твердом состояниях; растворимость твердых веществ, газов в воде; факторы, влияющие на растворимость; способы выражения концентрации растворов: по растворению точной навески (объема) сухого вещества, кристаллогидрата, газа; из концентрированного раствора путем его разбавления; из разбавленного раствора путем его концентрирования.

Студент должен уметь: Проводить необходимые расчеты для приготовления раствора с заданной концентрацией раствора. Пользоваться аналитическими весами, мерной посудой (пипетки, бюретки, мерные пробирки, цилиндры, мензурки) и химическими приборами (ареометр).

Теоретическое введение

Растворы играют важную роль в живой и неживой природе, а также в науке и технике.

Большинство физиологических процессов в организмах человека, животных и в растениях, различных промышленных процессов, биохимических процессов в почвах и т.п. протекают в растворах.

Раствор – это гомогенная многокомпонентная система, в которой одно вещество распределено в среде другого или других веществ.

Растворы могут быть в газообразном (воздух), жидком и твердом (сплавы, цветные стекла) агрегатных состояниях. Чаще всего приходится работать с жидкими растворами.

данного вещества в единице массы или объема раствора называется концентрацией раствора. На практике наиболее часто пользуются следующими способами выражения концентрации:

1. Массовая доля – отношение массы данного компонента в растворе к общей массе этого раствора. Массовая доля может быть выражена в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млнˉ1). Массовая доля данного компонента, выраженная в процентах, показывает, сколько граммов данного компонента содержится в 100 г раствора.

2.

Массовая концентрация – отношение массы компонента, содержащегося в растворе, к объему этого раствора. Единицы измерения массовой концентрации кг/м3, г/л.

3. Титр Т – число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Единицы измерения титра – г/мл, кг/см3.

4. Молярная концентрация с – отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Единицы измерения — моль/м3, (моль /л). Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, обозначают 1М; 0,5 моль/л, обозначают 0,5 М.

5. Молярная концентрация эквивалентов сэк (нормальная концентрация) – это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. Например, сэк(KOH) = 1 моль/л, сэк(1/2H2SO4) = 1 моль/л, сэк(1/3 AlCl3) = 1 моль/л. Раствор в 1 л которого содержится 1 моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1 н.

6. Моляльность b — это отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя. Единица измерения моляльности — моль/кг. Например, b(HCl/H2O) = 2 моль/кг.

7. Молярная доля – отношение числа молей растворенного вещества к общему числу молей вещества и растворителя. Молярная доля может быть выражена в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн-1).

Для приготовления растворов определенной концентрации, для точного измерения объемов применяют мерную посуду: мерные колбы, пипетки и бюретки.

Мерные колбы – тонкостенные плоскодонные сосуды с длинным узким горлом, на котором нанесена метка в виде кольцевой черты. На каждой колбе обозначены ее емкость и температура, при которой эта емкость измерена. Колба должна плотно закрываться пробкой (рис.1).

Рис. 1 Мерная посуда

а — мерная колба; б – пипетки; в – бюретка.

Пипетки используют для отбора определенного объема пробы жидкости.

Пипетки Мора представляют собой стеклянные трубки с расширением посередине. Нижний конец оттянут в капилляр, на верхнем конце нанесена метка, до которой следует набирать измеряемую жидкость. На пипетке указана объемность.

Широко применяют также градуированные пипетки различной емкости, на наружной стенке которых нанесены деления. Для наполнения пипетки нижний конец ее опускают в жидкость и втягивают последнюю при помощи груши или специального приспособления.

Жидкость набирают так, чтобы она поднялась на 2-3 см выше метки, затем быстро закрывают верхнее отверстие указательным пальцем правой руки, придерживая в то же время пипетку большим и средним пальцами.

Затем ослабляют нажим указательного пальца, в результате чего жидкость будет медленно вытекать из пипетки. В тот момент, когда нижний мениск (уровень) жидкости окажется на одном уровне с меткой, палец снова прижимают.

Введя пипетку в сосуд, отнимают указательный палец и дают жидкости стечь по стенке сосуда. После того, как жидкость вытечет, пипетку держат еще 5секунд прислоненной к стенке сосуда, слегка поворачивая вокруг оси.

Бюретки применяют при титровании, для измерения точных объемов и т.д.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Приготовление растворов заданной концентрации

Опыт 1. Приготовление растворов кислот за­данной концентрации

Раствор готовится разбавлением более концентрированного раствора исходной кислоты.

В соответствии со своим вариантом (таблица 1) рассчитайте (с точностью до десятых долей миллилит­ра) объемы кислот, необходимые для приготовления указанного объема раствора с заданной концентрацией.

Таблица 1. Варианты для выполнения опыта 1

Вариант Н2SO4 HNO3 HCl
0,1М 0,01н 12%
0,01н 0,1М 8%
0,001М 0,05н 4%
0,05н 0,001М 6%
0,005М 0,025н 2%
0,025н 0,005М 10%
20% 0,01н
26% 0,02н 0,1М
30% 0,01М 0,05н
38% 0,25н 0,001М
40% 0,005М 0,025н
0,025н 60% 0,005М
0,8М 56%
0,5н 18%
0,75н 10% 0,5М

Пользуясь таблицей «Плотность растворов некоторых кислот при 20°С», определи­те процентную концентрацию исходной кислоты.

Плотность растворов некоторых кислот при 20°С (г/мл)

Массовая доля, % H2SO4 HNO3 HCl
1.0116 1.0091 1.0081
1.0250 1.0202 1.0179
1.0385 1.0314 1.0278
1.0522 1.0427 1.0377
1.0661 1.0543 1.0476
1.0802 1.0660 1.0576
1.0947 1.0780 1.0676
1.1094 1.0901 1.0777
1.1245 1.1025 1.0878
1.1398 1.1150 1.0980
1.1554 1.1277 1.1083
1.1714 1.1406 1.1185
1.1872 1.1536 1.1288
1.2031 1.1668 1.1391
1.2191 1.1801 1.1492
1.2353 1.1934 1.1594
1.2518 1.2068 1.1693
1.2685 1.2022 1.1791
1.2855 1.2335 1.1886
1.3028 1.2466 1.1977
1.3205 1.259
1.3386 1.272
1.3570 1.285
1.3759 1.297
1.3952 1.310
1.4149 1.322
1.4351 1.333
1.4558 1.345
1.4770 1.356
1.4987 1.367
1.520 1.377
1.542 1.386
1.565 1.396
1.587 1.405
1.6105 1.413
1.634 1.422
1.657 1.430
1.681 1.437
1.704 1.445
1.7272 1.452
1.749 1.459
1.769 1.465
1.802 1.477
1.8144 1.482
1.8240 1.487
1.8312 1.409
1.8355 1.497
1.8361 1.505
1.8305 1.513

Пример 1. Нужно узнать объем 96% Н2SO4 (ρ=1,8355 г/мл), необходимый для приготовления 500мл 1М раствораН2SO4.

Рассчитаем массу Н2SO4:

См = (1), отсюда m(Н2SO4) = См ∙М(Н2SO4)∙Vр-ра=1моль/л∙98г/моль∙0,5л=49г.

Вычислим, в какой массе 96% раствора содержится 49г Н2SO4:

ω%= ∙100% (2), следовательно, m р-ра = = =51г.

Переведем массу 96% раствора Н2SO4 в объем, учитывая плотность:

ρ= (3), значит V = =27,8 мл

Если необходимо приготовить раствор Н2SO4 с заданной нормальностью, расчеты ведут аналогично, но при расчете необходимой массы кислоты вместо формулы 1 пользуются формулой:

Сн = (4) .

Пример 2. Нужно узнать объем 36% HCl (ρ=1,1791 г/мл), необходимый для приготовления 250 мл 20% раствора НСl (ρ= 1,0980 г/мл).

Найдем массу 250 мл 20% раствора НСl:

ρ= , значитm (20% р-ра)= ρ∙ V=1,0980г/мл∙250мл=274,5г.

Узнаем массу кислоты, необходимую для приготовления 247,5 г 20% раствора НСl:

ω%= ∙100%, следовательно m(НСl)= = =54,9г.

Вычислим, в какой массе 36% раствора содержится 54,9 г НСl:

ω%= ∙100% , тогда m р-ра = = =152,5г.

Переведем массу 36% раствора НСl в объем, учитывая плотность:

ρ= , значит V = =129,3 мл

Результат запишите в таблицу

Объем раствора кислоты Объем воды

Про­верьте правильность своих расчетов, показав их преподавателю.

Растворы готовятся в мерной колбе объемом 100 мл. Внимание! Разбавление концентрированных кислот (особенно Н2SO4) следует производить, приливая кислоту в воду, а не наоборот. В противном случае возможно вскипание жидкости и ее разбрызгивание.

Запомните: Сначала вода, потом – кислота! Иначе случится большая беда! Мерную колбу примерно наполовину заполните дистиллированной водой. Отберите вычисленный объем исходной кислоты в пипетку и перенесите кислоту в мерную колбу.

Кислоту следует приливать малыми порциями или очень тонкой струей при непрерывном перемешивании раствора. При сильном разогревании раствора следует дать ему охладиться. Аккуратно доведите объем раство­ра до метки дистиллированной водой.

Закройте колбу пробкой и, придерживая пробку пальцем, тщательно перемешайте, перевора­чивая колбу 8-10 раз вверх дном так, чтобы воздушный пузырь пе­ремещался через всю колбу.

Опыт 2. Приготовление раствора соли с заданной массовой долей (%) из навески соли

Рассчитайте, сколько граммов соли и воды потребуются для приготовления 100 г раствора соли заданной концентрации в соответствии со своим вариантом (таблица 3).

Таблица 3. Варианты для выполнения опыта 2

Вариант КВr MgSO4∙7Н2О NaH2PO4∙2Н2О
1% 14% 4%
3% 10% 7%
5% 12% 1%
8% 6% 10%
10% 3% 15%
14% 1% 9%
0,5% 24% 2%
20% 0,5% 7%
2% 20% 0,5%
40% 5% 20%
9% 16% 5%
24% 5% 16%
6% 18% 3%
4% 20% 32%
30% 7% 40%

Пример 1. Нужно узнать какую массу медного купороса CuSO4∙5Н2О и какой объем воды необходимо взять для приготовления 500 г раствора с массовой долей 16 %.

Найдем массу CuSO4, необходимую для приготовления 500г 16% раствора:

ω%= ∙100% (1), следовательно, m (CuSO4)= = =80г.

М(CuSO4) = 64∙2+32+16∙4=160 г/моль.

М(CuSO4∙5H2O) = 64∙2+32+16∙4+5∙(1∙2+16) = 250 г/моль.

Учитывая, что приготовление раствора производится из кристаллогидрата CuSO4∙5Н2О, составим пропорцию:

160 г CuSO4 – 250 г CuSO4∙5Н2О

80 г CuSO4 – х г CuSO4∙5Н2О

х= =125г CuSO4∙5Н2О

Находим массу воды:

m(р-ра) = m(CuSO4∙5Н2О) + m(Н2О) (2),

значит m(Н2О)= m(р-ра) — m(CuSO4∙5Н2О)=500-125=375 г или 375 мл.

В том случае, если раствор готовится из безводной соли, используют формулы 1 и 2 и не прибегают к составлению пропорции:

m (CuSO4)= (3) ; m(Н2О)= m(р-ра) — m(CuSO4) (4).

Результат запишите в таблицу

Масса навески соли Масса воды

Про­верьте правильность расчета, показав его преподавателю.

Взвесьте на лабораторных весах нужное количество соли и высыпьте ее в стакан. Вылейте в этот стакан необходимое количество воды. Воду необходимо приливать постепен­но, все время перемешивая раствор.

После полного растворения соли приготовленный раствор перелейте в цилиндр и измерьте ареометром его плотность.

По плотности с помощью таблицы «Плотность растворов некоторых солей при 20°С» определите массовую долю соли в приготовленном растворе. Совпадает ли она с рассчитанной вами?

Плотность растворов некоторых солей при 20°С(г/мл)

Рекомендуемые страницы:

Воспользуйтесь поиском по сайту:

Источник: https://megalektsii.ru/s25303t6.html

Приготовление раствора заданной концентрации

Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации

Цель: научиться готовить раствор с заданной  концентрацией.

Обеспеченность занятия

Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

Весы, разновесы, мерные колбы объёмом 0,5 л. и 1 л., пипетки, хлорид натрия

Теоретический  материал

Концентрацией раствора называется весовое содержание растворённого вещества в определённом весовом количестве или в определённом объёме раствора.

В химии применяют следующие способы выражения концентрации раствора: процентная, молярная, моляльная и нормальная.

Процентная концентрация выражается числом граммов растворённого вещества, содержащимся в 100 г. раствора. Например, 20%-ный раствор поваренной соли – это раствор, в 100 г. которого содержится 20 г. соли и 80 г. воды.

Молярная концентрация выражается количеством молей растворённого вещества, содержащимся в 1 л. раствора. Раствор, содержащий 1 моль растворённого вещества в литре, называется одномолярным (1 М раствор), содержащий 0,1 моля, называется децимолярным (0,1 М раствор).

Моляльная концентрация – концентрация растворённого вещества в молях на 1000 г. растворителя.

Нормальная концентрация выражается числом грамм-эквивалентов растворённого вещества, содержащимся в 1 л. 1 г-экв. растворённого вещества, называется одномолярным (1 н. раствор), содержащий 0,1 г-экв. в 1 л. называется децинормальным (0,1 н. раствор).

Вопросы для закрепления теоретического материала

  1. Объясните, в чём сущность процесса растворения?
  2. Почему процесс растворения бывает эндотермическим?
  3. Чем насыщенный раствор отличается от:

а) разбавленного; 

б) концентрированного;

в) пересыщенного;

г) ненасыщенного?

  1. Перечислите известные вам способы выражения концентрации раствора.
  2. Что такое нормальность и молярность раствора?

Задание

Приготовить 1 л раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 0,155 М.

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Рассчитайте массу хлорида натрия. Для расчетов используйте формулы:

3. C = ν : V; ν = C *V; m = ν *M; m = C *V* M

4. Взвесьте на весах рассчитанную навеску.

5. Перенести навеску соли в мерную колбу.

6. Прилейте в колбу немного воды и перемешать стеклянной палочкой до полного растворения соли.

7. Налейте в мерную колбу воды до метки.

Образец отчёта

Практическое занятие № 1  Приготовление растворов заданной концентрации.

Цель: научиться готовить раствор с заданной молярной концентрацией.

Номер и содержание задачи Что делали Расчёты Наблюдения

Вывод в соответствии с целью работы.

ЛитератураО – 1 , с 52 – 58

Тема 1.5Классификация неорганических соединений и их свойства

Лабораторная работа № 3

Химические свойства кислот и оснований

Цель:отработать навыкисоставления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Обеспеченность занятия

1. Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2. Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».

3. Растворы: серной кислоты, гидроксида натрия; индикатора  метилоранж; нитрат бария, оксид кальция; кювета для капельного анализа, пипетка, стеклянная палочка, универсальная индикаторная бумага, синий лакмус

Теоретический материал

Химические свойства неорганических кислот

1. Изменяют окраску индикаторов: лакмус-красный, метилоранж-красный (только для растворимых кислот). 2. Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода

H2SO4 + Ca = CaSO4 + H2                                     2HCl + Ca = CaCl2 + H2

3. Взаимодействие с основными оксидами

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O                               2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

4. Взаимодействие с основаниями

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O                       2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O

5. Взаимодействие с амфотерными оксидами

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O                               2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O

6. Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или

малодиссоциирующее вещество                                                           
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl                      2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2 7. При нагревании слабые кислоты легко разлагаются

H2SiO3 = H2O + SiO2                                             H2S = H2 + S

Получение неорганических кислот

Кислородсодержащие

1. Кислотный оксид + вода

SO3 + H2O = H2SO4    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. Металл + сильный окислитель

3P + 5HNO3+ 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
3. Cоль + менее летучая кислота

Бескислородные

1. Водород + неметалл

H2 + Cl2 = 2HCl
2. Cоль + менее летучая кислота

NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4

NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4

Химические свойства оснований

1. Диссоциация:

КОН + nН2О К+×mН2О + ОН–×dН2О или сокращенно: КОН К+ + ОН–.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)2 диссоциирует по двум ступеням: Fe(OH)2 FeOH+ + OH– (1 ступень);

                                                            FeOH+ Fe2+ + OH– (2 ступень).

2. Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН– (щелочь) окрашенное соединение.

3. Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2, у которого tразл достаточно высока (примерно 1000 °C). Zn(OH)2 ZnO + H2O.

Таблица температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид tразл, °C Гидроксид tразл, °C Гидроксид tразл, °C
LiOH 925 Cd(OH)2 130 Au(OH)3 150
Be(OH)2 130 Pb(OH)2 145 Al(OH)3 >300
Ca(OH)2 580 Fe(OH)2 150 Fe(OH)3 500
Sr(OH)2 535 Zn(OH)2 125 Bi(OH)3 100
Ba(OH)2 1000 Ni(OH)2 230 In(OH)3 150

4. Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2­

                   2Al + 2OH– + 6H2О = 2[Al(OH)4]– + 3H2­.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlО2 + 3H2­.

5. Взаимодействие щелочей с неметаллами: 6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

6. Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

2NaOH + СО2 = Na2CO3 + H2O 2OH– + CO2 = CO32– + H2O.

В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O = Na2[Zn(OH)4] 2OH– + ZnO + H2О = [Zn(OH)4]2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O.

7. Взаимодействие оснований с кислотами

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O 2H+ + SO42– + Ca2+ +2OH– = CaSO4 + 2H2O

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O 2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2H2O.

8. Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами:

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] 2OH– + Zn(OH)2 = [Zn(OH)4]2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + 2H2O.

9. Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:

CuSО4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2.

Получение оснований

1. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью: 2NaOH + ZnSО4 = Na2SO4 + Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH– = Zn(OH)2

2.Взаимодействием оксида металла с водой:

Na2O + H2O = 2NaOH CaO + H2O = Ca(OH)2.

3. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

2Na + H2O = 2NaOH + H2­ Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2­.

4.Электролизом растворов солей: 2NaCl + 2H2O H2­ + 2NaOH + Cl2­.

5. Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми  

солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

Ba(OH)2 + Na2CO3 = 2NaOH + BaCO3¯ Ba2+ + CO32– = BaCO3¯.

Вопросы для закрепления теоретического материала

1. Какие вещества называют кислотами?

2. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота: MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?

3. Укажите валентность кислотных остатков, входящих в состав солей, формулы которых MgBr2; Ca3(PO4)2; KMnO4; Na2CО3; AlPO4; CuSO4; Fe(NO3)3; Al2S3; PbCl4; KI.

4. С какими из перечисленных веществ взаимодействует гидроксид калия: MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?

5. От чего зависит число гидроксильных групп в основаниях?

Задание

  1. Экспериментально исследуйте свойства кислот и оснований капельным методом.
  2. Составьте соответствующие уравнения химических реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
  3. Сделать вывод

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Выполните опыты.

3. Результаты внесите в таблицу

Опыт №1 Свойства кислот

В семь кювет для капельного анализа внести по 4 капли серной кислоты .

Внести в кювету в соответствии с указанным номером следующие реактивы:      

№ 1  индикатор метиловый оранжевый;

№ 2 индикатор лакмус синий;               

№ 3 индикатор универсальный;           

№ 4 стружку магния;

№ 5 оксид кальция;

№ 6 индикатор метиловый оранжевый;                                                                                                                                  

№ 7 соль бария.

Запишите наблюдаемые явления в таблицу

Опыт №2 Свойства оснований

В пять кювет для капельного анализа внесите по 2 капли щёлочи.

Внести в кювету в соответствии с указанным номером следующие реактивы :

№ 1. индикатор метиловый оранжевый

№ 2. индикатор лакмус синий

№ 3. индикатор универсальный

№ 4. индикатор фенолфталеин

№ 5. индикатор метиловый оранжевый.

Запишите наблюдаемые явления в таблицу

Образец отчёта

Лабораторная работа № 3  Химические свойства кислот и оснований.

Цель: отработать навыки составления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном виде.

Название опыта Что делаете Наблюдения и их объяснения   Уравнения реакций
    Испытание растворов кислот индикаторами.   Цвет фенолфталеина-     Цвет лакмуса —      Цвет метилоранжа-
Испытание растворов щелочей индикаторами.     Цвет метилоранжа   Цвет синего лакмуса-   Цвет фенолфталеина-    
Взаимодействие металлов с кислотами.
Взаимодействие кислот с оксидами металлов.
Взаимодействие кислот с основаниями.
Взаимодействие кислот с солями.

Вывод в соответствии с целью работы.

Литература  О-4 с.29 — 35

Лабораторная работа № 4 

Гидролиз солей

Цель:  отработать навыкисоставления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Обеспеченность занятия

1. Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2. Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».

3. Растворы солей: карбонат калия, карбонат натрия, нитрат калия, сульфат алюминия, сульфат железа (III), сульфат меди (II), хлорид железа (III), хлорид натрия, хлорид цинка, гидроксид натрия.

4. Оборудование: штатив с пробирками, предметные стёкла, пипетка, стеклянная палочка.

Теоретический материал

Различают средние, кислые и основные соли. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO4)2. Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K2SO4, AlPO4.

Гидролиз соли — взаимодействие ионов соли с водой, когда образуется слабый электролит. [H+] = [OH-] — среда нейтральная, [H+] > [OH-] — среда кислая, [OH-] > [H+] — среда щелочная.  Классификация электролитов
Степень электролитической диссоциацииСила электролитаПримеры
α > 30%сильныекислотыH2SO4,HNO3,HCl, HBr, HI
основанияМе(OH)n Р., М. в воде
солиР. в воде
3% < α < 30%средниекислотыHF , H2SO3, Н3PO4
основанияFe(OH)3
α < 3%слабыекислотыH2S, H2CO3, H2SiO3, СН3СООH
основанияМе(OH)n Н. в воде и NH4OH
солиМ. в воде

В зависимости от своего состава соли по–разному реагируют с водой, поэтому можно выделить 4 типа гидролиза солей.

1.Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuCl2, NH4Cl, Fe2(SО4)3 гидролиз по катиону)  CuCl2D Cu+2 + 2Сl- Н2О D Н+ + ОН- Cu+2 + 2Сl- + Н+ + ОН-D CuОН+ + Н++ 2Сl- Выводы: [ Н+] > [ОН-] _ pH < 7 _ среда раствора кислая _ окраска индикаторов изменяется 2.Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. (К2СО3, Na2S — гидролиз по аниону) К2СО3D 2К+ + СО3-2    Н2О D Н+ + ОН- 2К++СО3-2+Н++ОН -DНСО-3 + 2К+ + ОН- Выводы: [ Н+] < [ОН-] _ pH > 7 _ среда раствора щелочная _ окраска индикаторов изменяется
3. Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (CH3COONH4, AlCl3 , (NH4)2CO3— гидролиз по катиону и по аниону) Fe2 (CО3)3D 2Fe +3 + 3CО3-2       Н2О D Н+ + ОН- 2Fe +3 + 3CО3-2+ Н+ + ОН-D Fe (ОН)3$+ CО2#+Н2О идёт до конца Выводы: Характер среды определяется относительной силой кислоты и основания.4. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. (гидролизу не подвергаются (NaCl, К2SО4, Ba(NО3)2). NaCl D Na+ + Сl-        Н2О D Н+ + ОН- Na+ +Сl- +Н+ +ОН- D Na+ +Сl- +Н+ +ОН Выводы: [ Н+] = [ОН-] _ pH = 7 _ среда раствора нейтральная _ окраска индикаторов не изменяется

Вопросы для закрепления теоретического материала

1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует хлорид бария: MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?

2.  Составьте уравнения реакций гидролиза солей  ZnCl2,  CuSO4,  AgNO3

3. Составьте формулы кальциевых солей бромоводородной, угольной и фосфорной кислот.

Задание

1. Повторить теоретический материал

2. Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3. Провести эксперимент, соблюдая правила техники безопасности.

4. Оформить отчет.

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Исследуйте растворы солей.

На полоску универсальной индикаторной бумаги нанесите пипетками по одной капле раствора каждой соли (из списка реактивов).

Результаты наблюдений занесите в таблицу. (Примечание: среда раствора в таблице и цвет индикатора должны соответствовать друг другу.)

3. Составьте уравнения реакций гидролиза солей. С помощью уравнений реакций объясните происходящие реакции.

Образец отчёта

Лабораторная работа № 4  Гидролиз солей.

Цель:отработать навыки составления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Формула солиЦвет универсального индикатораКакими основаниями и кислотамисильными (#) или слабыми ($)соль образована:
Нейтральная Кислая Щелочная
1. К2СО3 синий kt # основания и an $ кислоты
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.

Вывод в соответствии с целью работы

Литература О – 4 ,35 -38

Тема 1.6 Химические реакции

Лабораторная работа № 5  

Дата добавления: 2018-04-15; просмотров: 1464; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ

Источник: https://studopedia.net/4_5938_prigotovlenie-rastvora-zadannoy-kontsentratsii.html

Расчеты при приготовлении растворов и особенности приготовления растворов разных концентраций / Кустарь — сайт для тех, кто всё делает сам

Концентрация растворов. Приготовление растворов заданной концентрации

Точность расчетов при приготовлении растворов зависит оттого, какой готовят раствор: приблизительный или точный. При расчетах приблизительных растворов атомные и молекулярные массы округляют до трех значащих цифр. Так, например, атомную массу хлора принимают равной 35,5 вместо 35,453, атомную массу водорода — 1,0 вместо 1,00797 и т. п. Округление ведут обычно в большую сторону.

При приготовлении стандартных растворов вычисления проводят с точностью до пяти значащих цифр. Атомные массы элементов берут с такой же точностью. При расчетах пользуются пятизначными или четырехзначными логарифмами. Растворы, концентрацию которых будем затем устанавливать титрованием, готовят, как и приблизительные.

Растворы могут быть приготовлены растворением твердых веществ, жидкостей или разбавлением более концентрированных растворов.

Расчеты при приготовлении растворов нормальной концентрации

Навеску вещества (г) для приготовления раствора определенной нормальности рассчитывают по формуле:

mн=ЭNV/1000,

где Э — химический эквивалент растворяемого вещества;

N — требуемая нормальность раствора, г-экв/л;

V — объем раствора, мл.

Навеску вещества обычно растворяют в мерной колбе. Разбавленные приблизительные растворы можно готовить, растворяя навеску вещества в объеме растворителя, равном объему раствора. Этот объем может быть отмерен мерным цилиндром или мензуркой.

Если раствор готовят из навески кристаллогидрата вещества, то в расчетное уравнение для определения навески подставляют величину химического эквивалента кристаллогидрата.

При приготовлении раствора с определенной нормальной концентрацией путем разбавления более концентрированного раствора объем концентрированного раствора (мл) рассчитывают по формуле:

Vк=ЭNV/Тк,

где Тк — концентрация концентрированного раствора, г/л, или:

Vк=NV/Nк,

где Nк — нормальность концентрированного раствора, или:

Vк=ЭNV/10 pкdк,

где pк — процентная концентрация концентрированного раствора;

dк — плотность концентрированного раствора, г/см3.

Концентрированные растворы разбавляют в мерных колбах.

При приготовлении точных растворов (например, эталонных растворов из более концентрированного стандартного раствора) концентрированные растворы отмеривают пипетками или приливают их из бюреток.

При приготовлении приблизительных растворов разбавление можно делать путем смешивания концентрированного раствора с объемом воды, равным разности между объемами разбавленного и концентрированного растворов:

VH2O=V-

Расчеты при приготовлении растворов, концентрация которых выражена в граммах на 1 л

Величину навески вещества (г) для таких растворов рассчитывают по формуле:

mн=TV/1000,

где Т — концентрация раствора, г/л;

V — объем раствора, мл.

Растворение вещества обычно ведут в мерной колбе с доведением объема раствора после растворения до метки. Приблизительные растворы можно готовить путем растворения навески в объеме воды, равном объему раствора.

Если раствор готовят из навески кристаллогидрата, а концентрация раствора выражена из расчета на безводное вещество, навеску кристаллогидрата вычисляют по формуле:

mн=TVMk/1000M,

где Mk — молекулярная масса кристаллогидрата;

М —молекулярная масса безводного вещества.

При приготовлении растворов путем разбавления более концентрированных объем концентрированного раствора определяют по формуле:

Vк=VT/Tk,

где Tk — концентрация концентрированного раствора, г/л, или:

Vк=100VT/1000pkdk,

где pk — процентная концентрация концентрированного раствора;

dk — плотность концентрированного раствора, г/см3;

или:

Vк=VT/ЭNk,

где Nk — нормальная концентрация концентрированного раствора; Э — химический эквивалент вещества.

Растворы готовят так же, как и при приготовлении растворов определенной нормальной концентрации путем разбавления более концентрированных растворов.

Для приближенных расчетов, связанных с приготовлением растворов путем разбавления более концентрированных, можно пользоваться правилом разбавления («правилом креста»), которое гласит, что объемы смешиваемых растворов обратно пропорциональны разностям концентраций смешиваемых и полученного при смешивании растворов. Это выражают схемами:

или:

где N1, Т1, N3, T3 — концентрации смешиваемых растворов;

N2, Т2 — концентрации раствора, полученного при смешивании;

V1, V3 — объемы смешиваемых растворов.

Если раствор готовят разбавлением концентрированного раствора водой, то N3 = 0 или Т3 = 0. Например, для приготовления раствора концентрации Т2 =  50 г/л из растворов концентрации T1 =  100 г/л и T3 = 20 г/л необходимо смешать объем V1 = 50 – 20 = 30 мл раствора концентрации 100 г/л и V3 =  100 – 50 = 50 мл раствора концентрации 20 г/л:

Расчеты при приготовлении растворов определенной процентной концентрации

Массу навески (г) рассчитывают по формуле:

mн=pQ/100,

где p — процентная концентрация раствора;

Q — масса раствора, г.

Если задан объем раствора V, массу раствора определяют:

Q=dV,

где d — плотность раствора, г/см3 (может быть найдена в справочных таблицах).

Массу навески при заданном объеме раствора рассчитывают:

mн=pdV/100.

Массу воды для растворения навески определяют:

mH2O=Q-m,

Так как масса воды численно приблизительно равна ее объему, то воду обычно отмеривают мерным цилиндром.

Если раствор готовят растворением кристаллогидрата вещества, а концентрация раствора выражена в процентах безводного вещества, то массу кристаллогидрата рассчитывают по формуле:

mн=pQMk/100M,

где Мk — молекулярная масса кристаллогидрата;

М — молекулярная масса безводного вещества.

Приготовление растворов разбавлением более концентрированных удобно производить путем отмеривания определенных объемов растворов и воды, при этом объем концентрированного раствора вычисляют по формуле:

Vк=pdV/pkdk,

где dk — плотность концентрированного раствора.

Растворы определенной процентной концентрации готовят как приблизительные, а поэтому навески веществ с точностью до двух-трех значащих цифр взвешивают на технических весах, а для отмеривания объемов пользуются мензурками или мерными цилиндрами.

Если раствор получают смешиванием двух других растворов, один из которых имеет большую концентрацию, а другой —меньшую, то массу исходных растворов можно определить, пользуясь правилом разбавления («правилом креста»), которое для растворов определенной процентной концентрации гласит: массы смешиваемых растворов обратно пропорциональны разностям процентных концентраций смешиваемых и получаемого растворов. Это правило выражают схемой:

Например, для получения раствора в концентрации p2=10% из растворов концентрации p1=20% и р3=5% нужно смешать количество исходных растворов: m1=10-5=5г 20%-ного раствора и m3=20-10=10г 5%-ного раствора. Зная плотность растворов, можно легко определить требуемые для смешивания объемы.

Источник: http://www.sdelaysam.info/reagent/concentration.shtml

Biz-books
Добавить комментарий