Методические рекомендации к лабораторно-практическим занятиям по общей химии Федеральное агентство по здравоохранению и социальному развитию
|
|
Скачать 1.36 Mb.
|
|
^ n(КОН) 0.05 моль b(КОН) = ——————— = ————— = 0.1 моль/кг. m(растворителя) 0.5 кг д) Молярная доля показывает, какую часть от общего количества компонентов раствора составляет растворенное вещество X, и равна отношению количества растворенного вещества к общему количеству компонентов раствора. n(X) молярная доля = ——————————, n(X) + n(растворителя) где n(Х) – количество (в молях) растворенного вещества, n (растворителя) – количество (в молях) растворителя. ^
m(H2O) 72 г а) n(H2O) = ———— = ————— = 4 моль; М(H2O) 18 г/моль m(КOН) 11.2 г б) n(КОН) = ———— = ————— = 0.2 моль; М(КОН) 56 г/моль
n(КОН) 0.2 моль молярная доля = ———————— = ———————— = 0.048. n(КОН) + n(H2O) 0.2 моль + 4 моль ж) Титр (Т) — величина, измеряемая массой растворенного вещества X (г), содержащегося в 1 мл раствора. Титр и молярная концентрация связаны простым соотношением: Т(Х) × 1000 С(Х) = —————— М(Х) Количественный анализ 1. Классификация методов количественного анализа Методы количественного анализа можно разделить на химические и физико-химические. ^ основаны на проведении химических реакций между анализируемым веществом и специально подобранными реактивами. По количеству затраченных реактивов или по количеству полученных продуктов реакции рассчитывают состав анализируемого образца. Различают гравиметрический и титриметрический (объёмный) химический анализ. ^ основан на полном (количественном) выделении какого-либо компонента из анализируемого образца в виде осадка постоянного, точно известного состава. Полученный осадок высушивают, точно взвешивают и, зная массу осадка, по его химической формуле определяют, сколько в нем содержится искомой составной части. Гравиметрический анализ дает точные результаты, но он очень трудоемок и длителен, поэтому все более вытесняется другими методами анализа. ^ заключается в точном определении объема раствора химического реактива с известной концентрацией, который необходим для полного протекания реакции с данным объемом анализируемого раствора. ^ связаны с применением сложной и чувствительной аппаратуры. Достоинствами этих методов являются их объективность, возможность автоматизации и быстрота получения результатов. В зависимости от использования того или иного физико-химического свойства анализируемого компонента различают оптические и электрометрические методы анализа. В качестве примера электрометрического метода можно привести потенциометрическое определение рН раствора с помощью электроизмерительных приборов – потенциометров. Из оптических методов наиболее распространена колориметрия, основанная на измерении интенсивности поглощения света растворенным веществом. Интенсивность поглощения зависит от концентрации вещества. ^ Химические вещества реагируют между собой в определенных количественных соотношениях. Уравнение реакции показывает минимальные целочисленные количества химических веществ, вступающих в реакцию, а также образующихся в результате реакции. В общем случае эти количества различны. Использование понятия – химический эквивалент вещества, дает возможность выразить количества реагирующих и образующихся веществ одинаковыми числами. Из самого определения понятия химического эквивалента вытекает, что в химической реакции обязательно участвует равное число эквивалентов двух веществ (кислоты и основания, окислителя и восстановителя и т.д.). Равными оказываются и количества вещества эквивалента тех же веществ: n(1/z1 X1) = n(1/z2 X2) Это равенство представляет собой математическое выражение закона эквивалентов. Выразим количество вещества эквивалента через концентрацию и объем раствора: n(1/z X) = C(1/z X) × V Тогда получим закон эквивалентов в виде формулы, наиболее употребительной для расчетов в титриметрическом анализе: C(1/z1 X1) × V1 = C(1/z2 X2) × V2 Зная объемы растворов, содержащих равные количества вещества эквивалента, концентрацию одного из них, рассчитывают концентрацию другого раствора: (1/z2 X2) × V2 C(1/z1 X1) = ——————— V1 Пример. Для полной нейтрализации 5 мл раствора серной кислоты потребовалось добавить 4.67 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией C(NaOH) = 0.1012 моль/л. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента серной кислоты. Решение. Для определения фактора эквивалентности напишем уравнение реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O Исходя из уравнения реакции, фактор эквивалентности для серной кислоты равен ½, а для гидроксида натрия — 1. C(NaOH) × V(NaOH) 0.1012 моль/л × 4.67 мл C(½ H2SO4) = ————————— = —————————— = 0.0945 моль/л V(H2SO4) 5.0 мл Примечание. В общем случае объёмы должны быть выражены в литрах. Однако когда берется отношение объёмов, как в этом примере, они могут быть выражены и в других, но одинаковых единицах. ^ В титриметрическом анализе к точно отмеренному объему раствора одного вещества медленно, небольшими порциями, приливают раствор другого вещества до полного окончания реакции. Этот процесс называется титрованием, а момент завершения реакции – точкой эквивалентности. Один из двух растворов содержит вещество с неизвестной концентрацией и представляет собой анализируемый раствор. Другой раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором или титрантом. В точке эквивалентности количество вещества эквивалента в добавленном рабочем растворе становится равным количеству анализируемого вещества. По достижении точки эквивалентности титрование заканчивают и фиксируют затраченный объем рабочего раствора. На основании закона эквивалентов рассчитывают концентрацию вещества в анализируемом растворе. Таким образом, для успешного проведения титриметрического анализа необходимо: а) знать точную концентрацию рабочего раствора; б) точно измерить объемы растворов обоих реагирующих веществ; в) надежно фиксировать точку эквивалентности. В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают следующим требованиям: а) реакция должна быть практически необратимой; б) реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением, без побочных продуктов (это требование часто формулируется как "стехиометричность процесса"); в) реакция должна протекать достаточно быстро; г) для используемой реакции должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности. Для определения конца реакции титрование проводят в присутствии вспомогательных реактивов — индикаторов. Индикаторы – это вещества, способные в точке эквивалентности менять свою окраску. В некоторых случаях индикатором является одно из реагирующих веществ. Если это вещество окрашено, а продукты реакции бесцветны или имеют другую окраску, то в точке эквивалентности происходит изменение окраски раствора. ^ В зависимости от типа химической реакции, лежащей в основе, титриметрический анализ делится на следующие методы: а) методы алкалиметрии (определение кислот) и ацидиметрии (определение оснований) – в основе лежат кислотно-основные реакции; б) метод оксидиметрии – в основе лежат окислительно-восстановительные реакции. В зависимости от применяемых рабочих растворов оксидиметрию разделяют на перманганатометрию (рабочий раствор – перманганат калия), йодометрию (рабочие растворы – йод и тиосульфат натрия), броматометрию (рабочий раствор – бромат калия), нитритометрию (рабочий раствор – нитрит натрия), цериметрию (рабочий раствор – сульфат церия (IV)), дихроматометрию (рабочий раствор – дихромат калия). В медицине наиболее широко используется перманганатометрия и йодометрия; в) методы аргентометрии и меркурометрии – в основе лежат реакции осаждения; г) методы комплексометрии и комплексонометрии – в основе лежит реакция образования комплексных соединений. По способу проведения анализа различают прямое и обратное титрование, а также метод замещения. При прямом титровании к раствору определяемого вещества непосредственно добавляют титрант. При обратном титровании определяемое вещество сначало реагирует с точно известным количеством реагента, взятого в избытке. Непрореагировавший избыток титруют рабочим раствором, затем рассчитывают количество реагента, вступившего в реакцию с определяемым веществом. В методе замещения проводят реакцию определяемого вещества с каким-либо реагентом и титруют один из продуктов этой реакции. В этом случае определяемое вещество замещается продуктом реакции, откуда и получил название данный метод. Метод замещения может быть целесообразным тогда, когда непосредственная реакция исследуемого вещества и реагента не удовлетворяет требованиям, предъявляемым к титриметрическим реакциям. ^ Раствор с точно известной концентрацией можно приготовить растворением точной навески вещества, взятой на аналитических весах, в известном объеме раствора или установлением концентрации по другому раствору, концентрация которого уже известна. В первом случае получается раствор с приготовленным титром, во втором – с установленным титром. Концентрация титрованных растворов должна быть определена с точностью до трех-четырех значащих цифр. Наиболее надежны растворы с приготовленным титром, но не для всех веществ возможно получение таких растворов. Например: соляная, серная, азотная кислоты всегда содержат переменное количество воды, едкие щелочи поглощают из воздуха воду и СO2, в перманганате калия содержится некоторое количество МnО2, поэтому растворы таких веществ не могут быть приготовлены, исходя из точных навесок. Получить растворы с приготовленным титром можно только из химически чистых веществ, имеющих постоянный состав, не изменяющийся на воздухе, при хранении и при растворении. Вещества, удовлетворяющие перечисленным требованиям, называются стандартными. К ним относятся многие соли (тетраборат натрия, оксалат натрия, хлорид натрия, дихромат калия и др.), щавелевая кислота и некоторые другие. Для приготовления титрованного раствора рассчитывают необходимую навеску вещества, исходя из объема раствора заданной концентрации. Взятую на аналитических весах навеску количественно переносят через сухую воронку в мерную колбу. Мерная колба характеризуется наличием длинного узкого горлышка, на котором наносится кольцевая метка, показывающая, до какого уровня необходимо налить в колбу жидкость, чтобы получить указанный на широкой части колбы объем; мерные колбы бывают разной вместимости, от 25 мл до 2000 мл. Навеску вещества в колбе растворяют в дистиллированой воде, доводят водой до метки и тщательно перемешивают. Зная точную навеску вещества и объем, рассчитывают концентрацию приготовленного раствора. Растворы веществ, которые не удовлетворяют требованиям, предъявляемым к стандартным веществам, готовят сначала приблизительной концентрации, а затем устанавливают точную концентрацию по стандартным растворам. Для этого используют вспомогательное титрование, которое называют стандартизацией рабочего раствора. В этом случае получается раствор с установленным титром. Для приготовления титрованных растворов часто пользуются так называемыми стандарт-титрами (фиксаналами). Это стеклянные ампулы, содержащие точно отвешенные количества различных твердых веществ или точно отмеренные объемы растворов, необходимые для приготовления 1 л раствора точной концентрации. Для приготовления раствора из стандарт-титра содержимое ампулы количественно переносят в мерную колбу на 1 л, после чего растворяют вещество и доводят объем до метки. ^ В основе многих методов титриметрического анализа лежат реакции ионного обмена. К их числу относятся и кислотно-основные реакции нейтрализации, с помощью которых определяют содержание кислот (алкалиметрия), оснований (ацидометрия) и гидролизующихся солей. Предложено несколько определений понятий кислоты и основания. Для реакций, протекающих в водных растворах целесообразно использовать протолитическую теорию кислот и оснований Брёнстеда-Лоури. В соответствии с ней сущность кислотно-основных (протолитических) реакций состоит в переносе протона от кислоты к основанию: HB1 + В2 = B1¯ + НВ2+ |____↑ Любая кислота может быть рассмотрена как продукт соединения основания В2 с протоном Н+. В реакции нейтрализации: Н3O+ + ОН¯ = 2Н2O равновесие смещено вправо, вследствие образования слабого электролита. Использование данной реакции в титриметрическом анализе обусловлено её необратимостью и высокой скоростью протекания. ^ В ацидиметрии в качестве титранта используют обычно соляную кислоту с концентрацией 0.1 моль/л. Соответственно в алкалиметрии применяют раствор гидроксида натрия с концентрацией NaOH также около 0.1 моль/л. Непосредственно приготовить растворы точной концентрации для этих веществ невозможно, т.к. гидроксид натрия гигроскопичен и содержит всегда примесь карбоната натрия. Соляная кислота – это раствор, содержащий переменные количества хлорида водорода. Предварительно готовят растворы этих веществ с концентрацией, близкой к заданной. Гидроксид натрия – растворением приблизительной навески вещества в требуемом объёме воды. Соляную кислоту – разбавлением водой рассчитанного объёма исходного концентрированного раствора HCl. Точную концентрацию соляной кислоты устанавливают по стандартному раствору натрия тетрабората декагидрата (буры) Na2B4O7×10H2O. Это вещество хорошо очищается перекристаллизацией, не изменяется на воздухе и имеет состав, строго соответсвующий формуле. Точную концентрацию раствора гидроксида натрия устанавливают по стандартному раствору щавелевой кислоты Н2С2O4×Н2O или по раствору соляной (или серной) кислоты точной концентрации, приготовленному из фиксанала. ^ Точка эквивалентности в методах ацидометрии и алкалиметрии определяется по изменению кислотности среды (рН растворов). Для экспериментального установления точки эквивалентности пользуются индикаторами – веществами, которые изменяют окраску в зависимости от рН раствора. Момент титрования, когда индикатор изменяет окраску, называется точкой конца титрования. Очевидно, что необходимо выбирать индикатор и условия титрования так, чтобы точка конца титрования совпадала с точкой эквивалентности или была возможно ближе к последней. Индикаторы — довольно сложные органические вещества, являющиеся слабыми кислотами или основаниями. Окраска молекулярной и ионизированной форм этих веществ различна. Различают одноцветные, у которых одна из форм бесцветна, и двуцветные индикаторы. Например, фенолфталеин – одноцветный индикатор, он бесцветен в кислой и нейтральной средах и малиновый – в щелочной. Метиленовый оранжевый – двуцветный, он принимает розовую окраску в кислой среде и желтую – в нейтральной и щелочной средах. Допустим, что индикатор является слабой кислотой, тогда равновесие его ионизации можно записать уравнением: HInd ↔ Ind¯ + H+, где Ind¯ – сложный органический анион. По закону действующих масс константа равновесия: Ка  Обычно индикатор добавляется к раствору кислоты или основания, находящихся в значительном избытке по сравнению с концентрацией индикатора, поэтому равновесная концентрация ионов водорода определяется концентрацией сильного электролита: Ka × [HInd] [H+] = —————— [Ind–] После логарифмирования уравнение примет вид:  Если равновесные концентрации недиссоциированной и диссоциированной форм равны,то рН = рКа Это значение рН называется точкой перехода индикатора. Однако при изменении рН раствора переход окраски происходит в некотором интервале значений рН. Практически установлено, что окраску одной формы индикатора можно различить на фоне другой, если ее концентрация составляет не менее 1/10 от концентрации другой формы. Область значений рН, в которой наблюдается видимое для глаза изменение окраски индикатора, называется интервалом перемены окраски индикатора. Ее границы обычно ∆рН = рКа ± 1. Для каждого индикатора можно определить значение рН, называемое показателем титрования (рТ), при котором происходит наиболее отчетливое изменение окраски. Например, интервал перемены окраски метиленового оранжевого находится в пределах рН от 3.1 до 4.4. Внутри этого интервала окраска постепенно изменяется от розовой к желтой. Показатель титрования этого индикатора равен 4.0. Это значение находится внутри интервала перехода окраски данного индикатора, но не совпадает с рКа = 3.34. Свойства некоторых индикаторов
^ В процессе кислотно-основного титрования происходит изменение концентрации ионов водорода и соответственно рН раствора. Графическое изображение зависимости рН от объёма добавляемого рабочего раствора (или от степени нейтрализации анализируемого раствора) называется кривой титрования.
 HCl + NaOH = NaCl + H2O В начале титрования добавление небольшого количества щелочи не оказывает влияние на рН раствора. По мере приближения к точке эквивалентности увеличение рН идет более быстро. Добавление последней капли рабочего раствора приводит к резкому изменению рН титруемого раствора и изменению цвета индикатора. Резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности называется скачком титрования. Середина скачка титрования соответствует точке эквивалентности. В данном случае рН в точке эквивалентности будет нейтральной, т.к. образующаяся в результате реакции нейтрализации соль не подвергается гидролизу. Следовательно, при титровании сильных кислот сильными основаниями (и наоборот) можно применять индикаторы, интервал перемены окраски которых от 4 до 10 (метиловый красный, метиловый оранжевый, фенолфталеин и др.). Наиболее подходящим будет тот, у которого рТ=7. Однако необходимо учесть, что присутствие растворимого оксида углерода (IV) в растворе смещает рН точки эквивалентности в кислую среду, поэтому обычно применяют метиловый оранжевый (рТ=4). Довольно значительное отклонение рТ данного индикатора от рН в точке эквивалентности в данном случае не имеет значения, т.к. для изменения окраски индикатора необходимо прилить к раствору очень малый (менее 1 капли) избыток рабочего раствора.
 СН3СООН + NaOH = CH3COONa + Н2O В точке эквивалентности реакция среды будет щелочной вследствие гидролиза образующейся соли: СН3СООˉ + Н2O = СН3СООН + ОНˉ Скачок титрования находится в пределах рН от 7.8 до 10, а точка эквивалентности примерно при рН = 8.9, поэтому следует применять индикаторы, изменяющие окраску при рН > 7, например, фенолфталеин, у которого рТ = 9.
 NH4OH + HCl = NH4Cl + Н2O В точке эквивалентности реакция среды будет кислой, вследствие гидролиза образующейся соли: NH4+ + Н2O = NH4OH + H+ Скачок титрования находится в пределах рН от 4.0 до 6.2, а точка эквивалентности при рН = 5.1. Поэтому следует применять индикаторы, изменяющие окраску при рН < 7, например, метиловые оранжевый или красный. Таким образом, при выборе индикатора в методе нейтрализации необходимо учитывать следующее:
Лабораторная работа №1. Приготовление раствора H2SO4 с С(½H2SO4) = 0.1 моль/л Исходный раствор H2SO4 имеет: ρ (плотность) = _____г/мл (найдена с помощью ареометра); ω(массовая доля) = _____% (см. приложение 1); а) расчет массы навески безводной H2SO4, необходимой для приготовления раствора с С(½H2SО4) = 0,1моль/л объемом 0,2 л; M(H2S04)= 98 г/моль; m(H2SО4) = С(½H2SО4) × V(H2SО4) × М(½H2SО4) = …(г), где М(½H2SО4) = ½ × М(H2SО4). б) расчет массы навески раствора H2SO4 c ω(%) = … m(H2SО4) × 100 m´(р-раH2SО4) = ——————— = …_(г). ω в) расчет объема раствора H2SO4 с ρ = … г/мл. m´(р-раH2SО4) V(р-ра H2SО4) = ——————— =_… (мл). ρ (р-раH2SО4) Примечание: m и m' рассчитывают с точностью до сотых долей единицы; V(H2SO4) – c точностью до сотых долей, затем округляют до десятых. ^ Рассчитанный объем раствора H2SO4 отмеряют при помощи мерного цилиндра (или бюретки), осторожно вливают в мерную колбу, затем доливают до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. ^ Раствор из колбы переливают в бутылочку, на этикетке пишут факультет, номер группы, фамилию. Бутылочку с раствором ставят в лабораторный стол, на котором указан номер группы и факультет. Приложение №1. Плотность и концентрация раствора серной кислоты.
Лабораторная работа 2. Установление концентрации рабочего раствора серной кислоты по стандартному раствору тетрабората натрия Nа2В4О7. Концентрация рабочего раствора С(1/2 Na2B4O7) = 0.l моль/л. Индикатор-метиловый оранжевый (интервал перемены окраски 3.1–4.4). Уравнение реакции: Na2B4О7 + 7Н2О = 2NaOH + 4Н3ВО3 Методика титрования. Стандартный раствор буры объемом 10 мл, отмеренный пипеткой Мора, титруют раствором серной кислоты в присутствии 1 капли индикатора до появления оранжево-розовой окраски. Для повышения точности титрования можно использовать "свидетель", который готовят, отмерив в колбу 10 мл воды, 1 каплю кислоты и 1 каплю индикатора. Пробу титруют до появления такой же окраски как в колбе-свидетеле. Розовая окраска в конце титрования означает, что в колбе избыток кислоты около 1 капли. ^ Титрование проводят с точностью до сотых долей миллилитра. Из совокупности отдельных результатов отбросьте промахи (сходимость результатов 0,1 мл) и найдите среднее значение из трёх сходящихся результатов. Расчет молярной концентрации эквивалента серной кислоты по закону эквивалентов: C(1/2H2SO4) =  , моль/лКонцентрацию рассчитывают с точностью до трёх значащих цифр. Оформляют работу и сдают преподавателю. Лабораторная работа 3. Определение концентрации и массы КОН или NaOH в растворе. Концентрация рабочего раствора серной кислоты устанавливается в предыдущем опыте. Индикатор-метиловый оранжевый. Уравнение реакции: H2SO4 + 2NaOH = 2H2O + Na2SO4 ^ . Полученный в мерной колбе исследуемый раствор (задача) доводят дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. Объём раствора, равный 10 мл, отмеренный пипеткой Мора, титруют раствором серной кислоты в присутствии 1 капли индикатора до появления оранжево-розового окрашивания. Возможно использование колбы–"свидетеля", приготовленного в предыдущей лабораторной работе. ^ Титрование проводят с точностью до сотых долей миллилитра. Из совокупности результатов выбирают три сходимых результата и рассчитывают средний объём щелочи, пошедший на титрование стандартного раствора. Расчет концентрации и массы щелочи в исследуемом растворе: а) по закону эквивалентов: С (NaOH) =  , моль/лб) m(NaOH) = C(NaOH) м(NaOH) V(NaOH) 1000, мг, где M(NaOH) — молярная масса эквивалента NaOH V (NaOH) = 0.1 л — объем задачи. Результаты сдаются преподавателю. Расчеты проводят с точностью до трёх значащих цифр. Контрольные вопросы и задачи
а) NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O б) H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + Н2O в) H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O г) Cr2(SO4)3 + H2O + KOH → K2CrО4 + K2SO4 + H2O д) NaBrO3 + KI + H2SO4 → NaBr + I2 + K2SO4 + H2O ж) H2S + Br2 → S + HBr
а) фосфорной кислоты в реакции полного обмена протонов; б) сульфата железа (III) в реакции полного обмена ионов железа. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента фосфорной кислоты (в реакции а), если 10 г кислоты содержится в объеме раствора 1,5л.
^ Цель занятия: Сформировать системные знания об окислительно-восстановительных процессах. Приобрести практические навыки по определению содержания восстановителей в исследуемом растворе. Содержание занятия:
Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:
а) рабочий раствор–окислитель, его приготовление и определение точной концентрации; б) особенности восстановления перманганата калия в зависимости от рН среды; в) индикатор, определение эквивалентной точки титрования; г) условия титрования (среда, температура) при определении концентрации и массы FeSO4 и Н2О2 при помощи рабочего раствора KMnO4. Теоретический материал к занятию В основе метода оксидиметрии лежат окислительно-восстановительные реакции. Окислительно-восстановитель-ными являются реакции, в которых происходит перенос электронов от одних молекул, атомов или ионов (восстановителей) к другим (окислителям). Эти реакции сопровождают многие биологические процессы. В общем виде окислительно-восстановительные реакции можно представить следующим образом: Red + Ох Ox1 + Red1, где Ox1/Red – сопряженная окислительно-восстановительная пара, отвечающая полуреакции Red Ox1 + Zē; Ox/Red1 – сопряженная окислительно-восстановительная пара, отвечающая полуреакции Ох + Zē Red1. Возможность протекания окислительно-восстановитель-ной реакции, как и любой другой, определяется знаком ∆G: в стандартных условиях реакция идет слева направо, если ∆G < 0. Если абсолютная величина ∆G достаточно велика (больше 40 кДж), эта реакция протекает практически до конца и направление ее не изменяется даже при сильном отклонении концентрации веществ от стандартных значений. Метод перманганатометрии является одним из примеров метода оксидиметрии. Он основан на реакциях окисления различных веществ перманганатом калия. Направление окислительно-восстановительных реакций, идущих с участием KMnO4, а, следовательно, количество электронов, присоединяемых ионом MnO4ˉ и отдаваемых молекулой (ионом) восстановителя, зависит от рН среды. Известно, что ионы MnO4ˉ, выступая в роли окислителя, в кислой среде восстанавливаются с образованием иона Mn2+; в сильнощелочной — с образованием иона MnO42ˉ; в слабощелочной и нейтральной — с образованием молекулы MnО2. Для количественного определения восстановителей окисление проводят в кислой среде, в которой MnO4ˉ-ион проявляет наиболее сильные окислительные свойства и имеет минимальную молярную массу эквивалента (фактор эквивалентности равен 1/5) . Продуктом восстановления перманганат-иона является почти бесцветный ион Mn2+ (Mn7+ + 5е Mn2+). Точка эквивалентности фиксируется по изменению окраски титруемого раствора, вызываемому избытком окрашенного рабочего раствора перманганата калия. При титровании розовая окраска перманганат-иона становится заметной от одной избыточной капли рабочего раствора KMnO4. Поэтому не требуется никакого специального индикатора. При определении восстановителей проводят прямое титрование перманганатом калия, при определении окислителей — обратное, с помощью которого можно определить количество веществ, реагирующих с восстановителями, например, с К2Сг2O7 дихроматом калия, который реагирует с солью Мора (NH4)2Fe(SO4)2×6Н2O – избыток соли Мора титруют раствором КМnO4. Раствор КМnO4 с точной молярной концентрацией эквивалента по точной навеске приготовить нельзя. Это объясняется тем, что КМnO4 всегда содержит примеси (чаще всего МnO2). Кроме того, он легко восстанавливается под влиянием органических веществ, присутствующих в воде. Вследствие этого концентрация раствора КМnO4 уменьшается. Поэтому раствор перманганата калия готовят приблизительно нужной концентрации, а затем ее уточняют через 7–10 дней после приготовления. В качестве стандартных веществ для установки точной концентрации рабочего раствора КМnO4 обычно применяют оксалат аммония (NH2)2C2O4×H2O, оксалат натрия Na2C2O4 или щавелевую кислоту Н2С2O4×2Н2O. Наиболее удобным является оксалат натрия, т.к. он кристаллизуется без воды и не гигроскопичен. Взаимодействие между оксалатом натрия и перманганатом калия протекает согласно уравнению: 5Na2C2O4 + 2KMnO4 +8H2SO4 = 10СО2 + 2MnSO4 + 8Н2O + + 5Na2SO4 Разность окислительно-восстановительных потенциалов пар MnO4¯/Mn2+ (E= +1.52В) и 2СO2/С2O42- (Е = -0.49В) составляет 2.01В. Большая разность потенциалов показывает, что реакция протекает практически необратимо. Все продукты этой реакции бесцветны, тогда как раствор KMnO4 красно-фиолетовый. Поэтому течение реакции должно сопровождаться обесцвечиванием прибавляемого раствора KMnO4. Обесцвечивание раствора после прибавления перманганата будет происходить до точки эквивалентности. Лишняя же капля KMnO4 окрасит титруемый раствор в длительно не исчезающий розовый цвет. Лабораторная работа. Определение концентрации и массы FeSO4 при помощи рабочего раствора KMnO4. Рабочий раствор–окислитель — KMnO4, С(1/5 KMnO4) = . . . Индикатор — раствор KMnO4. Условия титрования — кислая среда, комнатная температура. Уравнение реакции: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + + 8H2O
^ Исследуемый раствор разбавляют дистиллированной водой в мерной колбе до метки и тщательно перемешивают. В колбу для титрования пипеткой отмеряют исследуемый раствор FeSO4 объемом 10 мл, добавляют цилиндром раствор H2SO4 объемом 10 мл с С(1/2 H2SO4) = 2 моль/л и титруют рабочим раствором KMnO4 до появления слабо-розовой окраски. Результаты титрования (с точностью до сотых долей мл): V1 = … V2 = … V3 = … ———— Vср = … Расчет концентрации и массы FeSO4 в растворе: a) C(FeSO4) =  , моль/лб) m(FeSO4) = C(FeSO4) M(FeSO4) V(FeSO4) 1000 = ... мг, где M(FeSO4) = 152 г/моль; V(FeSO4) = 0.1 л — объём задачи. Примечание: C(FeSO4), m(FeSO4) рассчитывают с точностью до четырёх значащих цифр, затем округляют до трёх значащих. После титрования студенты делают расчет С, m. Результат проверяют у преподавателя, оформляют работу и сдают на проверку. Приводят в порядок рабочее место и сдают дежурному студенту. Контрольные вопросы и задачи
KMnO4 + Н2О2 + H2SO4 MnSO4 + . . . был взят раствор перманганата калия с концентрацией 0.01 моль/л. Чему равна молярная концентрация эквивалента вещества этого раствора?
^ Цель занятия: Изучить механизм буферного действия буферных систем и приобрести практические навыки определения буферной ёмкости Содержание занятия:
Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:
Лабораторная работа 1. Приготовление буферных смесей. В семи пробирках готовят ацетатные буферные смеси из растворов уксусной кислоты и ее соли с молярной концентрацией эквивалента 0.1 моль/л, объёмы которых указаны в таблице.
В каждую пробирку прибавляют по 3 капли индикатора метилового красного, перемешивают и сравнивают окраску буферных смесей при хорошем освещении, на белом фоне, глядя сверху вниз сквозь раствор. Окраску растворов отмечают в таблице. Затем рассчитывают С(Н+) и рН одного из буферных растворов (по указанию преподавателя), результат расчета записывают в таблицу. Значения С(Н+) и рН для остальных шести растворов получают у преподавателя. Чертят на миллиметровой бумаге буферную кривую, показывающую связь рН буферного раствора с объёмом одного из его компонентов. По оси ординат откладывают 10 единиц масштаба (1 мл CH3COONa = 1 см), принимая начало координат за 0. По оси абсцисс, принимая начало координат равным 3, откладывают область значений рН от 3 до 7 (единица рН = 2 см). Пример расчета рН буферной смеси. Рассчитать рН буферной смеси, состоящей из раствора СН3СООН объёмом 4.5 мл и молярной концентрацией эквивалента С(СН3СООН) = 0.1 моль/л и раствора СН3СООNa объемом 5.5 мл с молярной концентрацией эквивалента С(СН3СООNa) = 0.1 моль/л С(Н+) = Кд ∙  = Кд ∙  рН = -lg C(H+), откуда рН = -lg Кд + lg  рН = -lg(1,8 ∙ 10-5) + lg  = -(lg1,8 – 5 ) + 0,0872 ==4,8319 4,83 ^ : Привести таблицу и расчеты С(Н+) и рН указанного буферного раствора. Вклеить график «Буферная кривая». Лабораторная работа 2. Определение буферной емкости буферного раствора. Получают у преподавателя исследуемый раствор с известным значением рН0 (записать в тетради). В две чистые колбы отмеряют пипеткой по 10 мл исследуемого раствора. В одну колбу добавляют 2 капли фенолфталеина и титруют рабочим раствором NaОН с молярой концентрацией эквивалента С(1NaOH) = 0.1 моль/л до появления слабо-розовой окраски, рН раствора при этом станет равным 8.4 (рНщ). В другую колбу добавляют 1 каплю метилоранжа и титруют рабочим раствором HCl = 0.1 моль/л до появления оранжево-розовой окраски, рН раствора при этом станет равным 3.4 (рНк). Вычисляют буферную емкость раствора по отношению к кислоте (Вк) и щелочи (Вщ) и результат проверяют у преподавателя. Вк и Вщ рассчитывают с точностью до трех значащих цифр и округляют до двух. Вщ =  , моль/л; Вк =  , моль/лгде Vщ, Vк – объемы (в мл) рабочего раствора щелочи или кислоты, затраченный на титрование V мл исследуемого буферного раствора; Сщ, Ск – молярная концентрация эквивалента рабочего раствора щёлочи или кислоты. ^ Указать рН0 буферного раствора; Vщ, рНщ и индикатор; Vк, рНк и индикатор; привести расчет Вщ и Вк и вывод, указав, во сколько раз Вщ больше (или меньше), чем Вк. ^ Для расчетов используют данные (рН0 и Vщ) для буферного раствора, полученного у преподавателя при определении буферной ёмкости. ^ равна общей концентрации кислоты (С0), выраженной через молярную концентрацию эквивалента и определяемой титрованием рабочим раствором щелочи. С0 =  , моль/л;^ равна концентрации ионов водорода С(Н+) и рассчитывается из значений рН0 буферного раствора. Пример расчета С(Н+). Вычислить С(Н+) раствора с рН0 = 5,6. рН = –lg C(H+) = 5,6; lgC(H+) = –5,6; C(H+) = 10-5,6 = 2,51 ∙ 10-6 моль/л. ^ равна концентрации недиссоциированных молекул кислоты, т.е. разности между общей и активной кислотностями. Спот = Собщ – С(Н+) Индикаторы
Контрольные вопросы и задачи
Занятие 18^ рН Цель занятия: Изучить принципы колориметрического метода определения концентраций Н+-ионов в растворе. Содержание занятия:
Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:
Лабораторная работа 1. Колориметрический буферный метод определения рН. а) Ориентировочное определение рН исследуемой жидкости по универсальному индикатору. Выбор буферной системы и индикаторов. В чистую фарфоровую чешку наливают небольшое количество исследуемого раствора и с помощью универсальной индикаторной бумажки, пользуясь цветной шкалой, определяют приблизительное значение рН. Затем, пользуясь таблицей 1, выбирают индикатор и буферную смесь для приготовления растворов–эталонов и после этого занимают соответствующее рабочее место. Индикатор выбирают так, чтобы в зону перемены окраски его попадала ориентировочно найденная величина рН раствора. Таблица 1. Значения рН буферных смесей – эталонов
б) Приготовление эталонов и определение рН исследуемой жидкости. В чистых пронумерованных пробирках из бесцветного стекла и одинакового диаметра, пользуясь таблицей 1, готовят пять соответствующих буферных растворов-эталонов, затем в каждую из пробирок добавляют по 3 капли выбранного индикатора и растворы-эталоны перемешивают. В отдельную пробирку отмеривают пипеткой 5 мл исследуемого раствора, добавляют 3 капли того же индикатора и после перемешивания сравнивают окраску с окраской растворов–эталонов. Примечание. При работе с цитратным буфером исследуемый раствор отмеривают в две пробирки и добавляют в них различные индикаторы (см. табл. 1), чтобы затем сравнивать окраску в каждой из них с соответствующими эталонами. При сравнивании окраски растворов следует пробирки поставить на белый лист бумаги и смотреть на растворы сверху. Значение рН исследуемой жидкости равно значению рН раствора–эталона, если их окраска совпадает. Работу оформите в виде таблицы 2. Таблица 2
Лабораторная работа 2. Определение рН раствора при помощи фотоколориметра КФК- 2МП. а) Подготовка фотоколориметра КФК–2МП к работе в циклическом режиме. Общий вид прибора:
1. Присоедините прибор к сети, откройте крышку кюветного отделения (5) и на задней панели прибора слева включите тумблер «сеть» (8), при этом должна загореться сигнальная лампа (7) (на цифровом табло могут появиться различные символы). 2. Нажмите клавишу «пуск» - на цифровом табло появляется мигающая запятая и горит индикатор «р». Если запятая не появилась, повторно нажмите клавишу «пуск». 3. Выдержите колориметр во включенном состоянии в течение 15 мин. при открытой крышке кюветного отделения. 4. Ручкой (6) установите светофильтр 440 нм, а ручкой (3) — фотоприемник 315–540. Выдержите прибор с закрытой крышкой 5 мин. Если положение ручек (3) и (б) уже было установлено, как указано, операции п.4 можно опустить. 5. Измерение и учет темнового тока «n0». Крышку кюветного отделения закройте и через несколько секунд откройте опять. Через 5 с. нажмите клавишу «Ш (0)». На цифровом табло справа от мигающей запятой высвечивается значение n0, а слева – символ «0». Значение n0 необходимо для внутренней калибровки прибора, для расчетов вам оно не потребуется. Однако, если оно выходит за пределы промежутка от 0.001 до 1.000, следует пригласить преподавателя. После выполнения пунктов 1–5 прибор готов к работе. Крышку кюветного отделения следует оставить открытой. б) Выбор индикатора и подготовка растворов для фотоэлектроколориметрирования. 1. В чистый фарфоровый тигелек пипеткой (на 10 мл) отмеряют 1 мл исследуемого раствора, добавляют 1 капли раствора универсального индикатора и, сравнивая получившуюся окраску раствора с цветной шкалой для универсального индикатора (приколота к полке), находят примерную величину рН раствора с точностью до 0.5 и записывают в протокол (таблицу). 2. Выбирают один из одноцветных индикаторов ряда нитрофенола (см. таблицу 3). Индикатор выбирают так, чтобы ориентировочно найденная по универсальному индикатору величина рН оказалась в пределах (примерно в средней части) зоны перехода окраски индикатора. Таблица 3
3. В пробирку № 1 с помощью бюретки отмерьте 6 мл раствора карбоната натрия, а в пробирку № 2 — 6 мл исследуемого раствора (пипеткой). В обе пробирки добавляют пипеткой (на 1 мл) точно по 1 мл раствора выбранного индикатора. Содержимое пробирок хорошо перемешивают стеклянными палочками. 4. Одну из кювет прибора (с меткой "В" на дне кюветы) заполните растворителем (дист. водой), другую (с меткой "И") — щелочным раствором выбранного индикатора (проба № 1), а третью (с меткой "З") — исследуемым раствором (проба № 2),предварительно сполоснув эти кюветы небольшим объемом соответствующих растворов. Примечание: Жидкости в кюветы наливают до метки по нижнему мениску. Рабочие поверхности кювет тщательно протирают сухой чистой марлей. При работе с кюветами нельзя касаться рабочих поверхностей кювет. б) Измерение оптической плотности растворов в циклическом режиме (с периодом 5 с). В дальнее гнездо кюветного отделения установите кювету с растворителем (дист. водой), а в ближнее — кювету со щелочным раствором выбранного индикатора (толщина поглощающего слоя кювет 1 см). Закройте крышку кюветного отделения. Ручку (4) установите в положение "1" (в световой пучок вводится кювета с растворителем). Нажмите клавишу "Пуск" и "Ц/Р". Вы выбрали циклический режим работы, о чем свидетельствует загорание индикатора "Ц" справа от табло. Прибор готов к выполнению измерений в цикле с интервалом в 5 с. Нажмите клавишу "К(1)". На цифровом табло слева от мигающей запятой высвечивается символ "1". Это означает, что прибор измерил оптическую плотность раствора сравнения (дистиллированная вода). Поверните ручку (4) из положения "1" в положение "2" (в световой пучок введена кювета с раствором индикатора). Нажмите клавишу "Д(5)". На цифровом табло слева от мигающей запятой появляется символ "5", а справа — с интервалом 5 с. высвечивается значение измеренной величины оптической плотности раствора индикатора Динд.. Данные измерений заносят в таблицу 4. Откройте крышку кюветного отделения. Вместо кюветы с раствором индикатора поставьте кювету с исследуемым раствором (из пробирки № 2) и произведите замеры оптической плотности Диссл., повторив операции по пунктам раздела б). Пригласите преподавателя для проверки результатов работы . ^ 1. Отключить тумблер "сеть" на задней панели прибора, выключить прибор из сети. 2. Вымыть кюветы дистиллированной водой и протереть марлей досуха (снаружи) рабочие поверхности кювет. 3. Вымыть пробирки, тигелек и пипетки. Рабочее.место привести в порядок. Оформление отчета по работе: 1. По формуле α =  рассчитать степень диссоциации индикатора в исследуемом растворе2. По уравнению рН = рК + lg   рассчитайте рН исследуемого раствора, где рК — точка перехода окраски индикатора (см. табл. 3).
Таблица 4
Контрольные вопросы и задачи
Занятие 19. физико-химия поверхностных явлений. адсорбция Цель занятия: Систематизировать теоретические знания процесса адсорбции на поверхности раздела твёрдое вещество — жидкость, жидкость — жидкость и приобрести практические навыки экспериментального определения величины адсорбции. Содержание занятия:
Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:
Лабораторная работа. Адсорбция уксусной кислоты на активированном угле. В сухие четыре колбочки вносят по 1 г (полный тигелек) измельченного активированного угля (находится в эксикаторе) и наливают, начиная с раствора наименьшей концентрации, с помощью цилиндра по 25 мл растворов уксусной кислоты (концентрация указана на бутылочках). Колбочки закрывают листком бумаги, встряхивают и оставляют на 20 мин. Встряхивание время от времени повторяют. Растворы фильтруют через сухие фильтры в отдельные колбочки, отбрасывая первые 3–5 мл фильтрата (во избежание ошибок за счет адсорбции кислоты на фильтре). Из каждого фильтрата, начиная с наименьшей концентрации, в колбу для титрования отбирают пипеткой по 10 мл раствора и титруют раствором NaOH с молярной концентрацией эквивалента 0.1 моль/л в присутствии двух капель фенолфталеина до появления слабо розовой окраски. По объёму израсходованной на титрование щелочи определяют концентрацию кислоты после адсорбции. Зная количество кислоты в пробе до и после адсорции, рассчитывают количество кислоты Г, адсорбированной 1 г угля (Г выражают в миллимолях на 1 г адсорбента). Количество кислоты в каждой пробе до и после адсорбции (no и n) и равновесную концентрацию раствора кислоты (С) рассчитывают по формуле:
= Со(СН3СООН) ∙ 25 (ммоль); где Со(СН3СООН) — начальная концентрация растворов кислоты, моль/л, Vо(СН3СООН) — объём раствора кислоты (0.025 л); 2) n (СН3СООН) =  == V(NаОН) ∙ 0.25 (ммоль); где С(NаОН) — концентрация раствора щелочи (0.1 моль/л); V(NаОН) — объём раствора щелочи, израсходованной на титрование кислоты, мл; V(СН3СООН) — объём раствора кислоты, взятой для адсорбции (0.025 л); V(СН3СООН) — объём раствора кислоты, взятой для титрования (10 мл).
где С(NаОН) — концентрация раствора щёлочи (0.1 моль/л); V(NаОН) — объём раствора щёлочи, израсходованной на титрование,мл; V(СН3СООН) – объём раствора кислоты, взятой для титрования (10 мл). Полученные результаты записывают в таблицу. Приведите расчеты величин no, n, С, Г. Результаты работы и расчеты сведите в следующую таблицу:
Начертите на миллиметровой бумаге изотерму адсорбции — график зависимости Г = f (С) в масштабе: Г — ось ординат: 5 см = 1.00 ммоль/г; С — ось абсцисс: 2 см = 0.10 моль/л. При построении графика числовые значения Г и С округлите до сотых долей единицы. Сделайте вывод о характере зависимости величины адсорбции Г от величины равновесной концентрации С. Контрольные вопросы и задачи
^ Цель занятия: Научиться получать коллоидные растворы, эмульсии; ознакомиться с методом диализа; научиться определять заряд коллоидной частицы методом электрофореза. Содержание занятия:
Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:
Лабораторная работа 1. Получение золя берлинской лазури методом диспергирования (пептизации). В пробирку к 5 мл 2% раствора FeCl3 приливают 1 мл насыщенного раствора К4[Fe(CN)6]. Осадок фильтруют через бумажный фильтр. Через некоторое время воронку с фильтром и осадком переносят в чистую пробирку и к осадку на фильтре добавляют раствор щавелевой кислоты (С = 0.05 моль/л). Наблюдают изменение цвета фильтрата от жёлто-зелёного до синего. При оформлении работы составьте уравнение реакции получения берлинской лазури, уравнение диссоциации пептизатора-щавелевой кислоты, напишите формулу мицеллы золя берлинской лазури, указажите его окраску. Лабораторная работа 2. Получение золя гексацианоферрата(II) меди методом конденсации (реакция двойного обмена). В колбу отмеряют цилиндром 20 мл 0,1% раствора K4[Fe(CN)6] и добавляют из бюретки 1 мл 1% раствора CuSO4. Получают золь, окрашенный в коричнево-красный цвет. При оформлении работы составить уравнение реакции получения гексацианоферрата(II) меди, указать окраску золя и составить формулу мицеллы при избытке CuSO4 и при избытке K4[Fe(CN)6]. Лабораторная работа 3. Получение золя гидроксида железа (III) методом конденсации (реакция гидролиза). В колбу с надписью «Fe(OH)3» цилиндром отмеряют 50 мл дистиллированной воды, нагревают ее до кипения и в кипящую воду быстро, но по частям, приливают 10 мл 2% раствора FeCl3. Золь приобретает красно-бурый цвет. При оформлении работы составить уравнения реакций гидролиза FeCl3,формулу мицеллы и указать окраску золя. Лабораторная работа 4. Очистка коллоидных растворов при помощи диализа. Диализу подвергают золь гидроксида железа (III), полученный в предыдущей работе. Работу ставят, руководствуясь приведенной ниже схемой. Через 10 мин часть воды, омывающей пергамент, сливают через резиновую трубочку в чистую пробирку. По окраске этой воды делают вывод, проходят ли коллоидные частицы через мембрану, а затем в этой же пробе проверяют наличие Clˉ-анионов, перешедших в воду из золя (реакция с AgNO3). При оформлении работы привести подробный рисунок диализатора, указать окраску воды, результат пробы на Clˉ-ион и объяснить их. Лабораторная работа 5. Получение золя канифоли методом конденсации (метод замены растворителя). Раствор канифоли и пипетки для него стоят на отдельном столе. В колбу отмеряют цилиндром 20 мл дистиллированной воды, нагревают ее до появления пара, приливают 1 мл 1%-го спиртового раствора канифоли и наблюдают образование опалесцирующего коллоидного раствора. Лабораторная работа 6. Получение разбавленной эмульсии. В градуированную пробирку (пипеткой не пользоваться!) наливают 6 мл дистиллированной воды и 2 мл 1%-го спиртового раствора касторового масла, встряхивают и наблюдают образование эмульсии. При оформлении работы привести методику получения эмульсии, указать тип эмульсии (масло/вода или вода/масло), дисперсную фазу и дисперсную среду. Лабораторная работа 7. Определение знака заряда коллоидных частиц методом электрофореза. U-образную трубку при помощи пипетки заполняют на 3/4 коллоидным раствором берлинской лазури. В каждое отверстие трубки добавляют по две капли глицерина и раствор перемешивают легким покачиванием. В оба колена на раствор из капельной пипетки, прижав ее к стеклу, наливают раствор KCl высотой 0.7–1 см. Затем в отверстия трубок осторожно опускают электроды так, чтобы они соприкасались только с электролитом. Электроды соединены с источником постоянного тока, цепь замыкают при помощи переключателя. Через 7–10 мин, отключив прибор, отмечают результат работы — усиление (сгущение) окраски у одного из электродов. Зная заряд электрода, делают вывод о знаке заряда коллоидных частиц. При оформлении работы приведите подробный рисунок прибора, время электрофореза, результат опыта и вывод о знаке заряда коллоидных частиц. Контрольные вопросы и задачи
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
7 6 4
= 
, моль/л;
).
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям