Название: лабораторные работы по химии (Л.А. Стениловская,В.Н. ПаутовГ.К. Лупенко,)

Жанр: Химия

Просмотров: 1493


План отчета

 

1. Название лабораторной работы.

2. Цель работы.

3. Теоретическое введение.

4. Опыт № . Название опыта.

    4.1. Химические уравнения, наблюдения.

    4.2. Таблица с экспериментальными данными (указать единицы измерения), рисунок, схема, график.

    4.3. Формулы для расчетов в общем виде.

    4.4. Расчеты параметров (указать единицы измерения).

    4.5 Выводы.

            а                            б                           в                      г

 

Рис. 1. Мерная посуда:

 

  а – мерный цилиндр; б – пипетка; в – бюретка;  г – мерная колба

 

1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ

ЭКВИВАЛЕНТОВ МЕТАЛЛА

 

Цель работы

 

Ознакомление с понятием эквивалента вещества и методикой расчета на основании закона эквивалентов.

 

Теоретическое введение

 

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентной одному иону водорода в кислотно-основных и ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Так же как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество. Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента.

 

1)  ОН- + Н+ = Н2О.

 

С одним ионом водорода реагирует один ион гидроксида. Поэтому Э(ОН-) = ОН-.

 

2)  ½ Са(ОН)2 + НСl = ½ СаСl2 + Н2О.

 

Одному  иону  водорода  эквивалентна  ½  молекулы Са(ОН)2,

следовательно, Э[Са(ОН)2] = ½ Са(ОН)2 .

 

3)  Fe3+ + 3 e = Feo.

 

В этом случае один ион Fe3+  реагирует с тремя электронами, и следовательно, Э(Fe3+) = 1/3 Fe3+.

 

4)  MnO4- + 8H+ + 5 e = Mn2+ + 4H2O.

 

В данной реакции атом марганца в ионе МnО4- принимает 5 электронов, поэтому Э(МnО4-) = 1/5 МnО4-.

Количество вещества измеряют в молях. Моль – количество вещества системы, которое содержит столько определенных структурных элементов (молекул, атомов, ионов, электронов

и т. д.), сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода – 12. Число структурных единиц в моле вещества равно постоянной Авогадро, NА = 6,022.1023 структурных единиц. Отношение массы вещества к его количеству называют молярной массой (М). Другими словами, молярная масса – это масса одного моля вещества. Основной единицей молярной массы является кг/моль, а на практике г/моль. Например, молярная масса лития М(Li) =

= 6,939 г/моль, молярная масса кристаллогидратов цинка нитрата

 

М[Zn(NO3)2.6H2O] = М[Zn(NO3)2] + 6М(H2O) = 297,37 г/моль.

 

Один моль эквивалентов содержит 6,22.1023 эквивалентов,

т. е. сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12С. Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов Мэк. Например, молярные массы эквивалентов в рассматриваемых ранее реакциях:

 

Мэк(ОН-) = МОН- = 17 г/моль;

Мэк(Са(ОН)2) = ½ М(Са(ОН)2) = 37,04 г/моль;

Мэк (Fe3+) = 1/3 М(Fe3+) = 18,616 г/моль;

Мэк(МnО4-) = 1/5 М(МnО4-) = 23,79 г/моль;

 

Поскольку состав экивалентов вещества зависит от реакции, молярная масса эквивалента одного и того же вещества может быть разной. Например, молярная масса эквивалента FeSO4 в реакции

FeSO4  + 2НСl = FeСl2 + Н2SO4

 

равна 75,925 г/моль, а в реакции

 

2 FeSO4  + Со2(SO4)3 = Fe2(SO4)3 + 2СоSO4

 

равна 151,85 г/моль, так как в первом случае Э(FeSO4) = ½ FeSO4, а во втором Э(FeSO4) = FeSO4. Моль молекул любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле молекул газа. Например, в реакции окисления водорода

½ Н2 = Н+ + ē

эквивалент газообразного водорода – это половина его молекулы Э(Н2) = ½ Н2. Поэтому один моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем 22,4 : 2 = 11,2 л.

Аналогичным образом можно показать, что объем одного моля эквивалентов кислорода в реакции восстановления

 

O2 + 4 ē = 2О-2

равен 22,4 : 4 = 5,6 л.

Закон эквивалентов: вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношениях, т. е. моль эквивалентов одного вещества реагирует с молем эквивалентов другого вещества. Закон эквивалентов для реакции между веществами А и В можно записать следующим образом:

mA / mB = Mэк(А)/ Mэк(В),

где mА и mB – массы реагирующих веществ.

Закон эквивалентов для реакции mА +nВ = АmВn, протекающей в растворе, можно записать следующим образом:

Сэк(В) Vp(В) = Сэк(А) Vp(А),

где Vp – объемы реагирующих веществ (л); Сэк  – молярные концентрации эквивалентов реагирующих веществ (моль/л).

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих элементов.

 

Экспериментальная часть

 

Установка состоит из двух сообщающихся бюреток 1 и 2, заполненных водой (рис. 2). К бюретке 1 присоединена пробирка 3. Перед работой проверьте герметичность установки: пробирку закройте пробкой, слегка смоченной водой, поднимите бюретку 2 и закрепите ее. Если уровень воды в бюретке не будет меняться во времени, то прибор герметичен. Верните бюретку в исходное положение. В пробирку налейте через воронку 5 мл 10 \%-го раствора серной кислоты. Закрепите пробирку в наклонном положении, поместите навеску металла на стенку пробирки, не касаясь кислоты. Закройте пробирку и запишите значение уровня воды V1 в бюретке 1. Опустите металл в кислоту.

 

Подпись:  
Рис. 2. Прибор для определе-ния молярной массы эквива-лентов металла 

После окончания выделения водорода дайте пробирке остыть. Приведите уровни воды в бюретках к одному горизонтальному уровню. Запишите уровень воды V2 в бюретке 1. Снимите показания температуры Т оС, давления Р в комнатных условиях.

Выделяющийся при реакции водород содержит примесь паров воды. Поэтому давление газа в системе представляет сумму парциальных давлений водорода и насыщенного водяного пара:

 

Р = Р(Н2) + Р(Н2О),

отсюда Р(Н2) = Р – Р(Н2О).

 

Значения давления насыщенного водяного пара при различных температурах приведены в табл. 1.

 

Таблица 1

 

Т, оС

17

19

21

23

25

27

30

Р(Н2О), мм рт.ст.

14,5

16,5

18,6

21,0

23,7

26,7

31,6

 

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой. Результаты эксперимента занесите в табл. 2.

 

Таблица 2

 

Масса

металла, г

Уровень воды, мл

Т, К

Р, мм рт. ст.

Р(Н2О), мм рт. ст.

V1

V2