Опыт 1. Приготовление раствора соли заданной концентрации

Получить задание на приготовление раствора заданной концентрации. Исходя из полученного задания, рассчитать массу навески растворенного вещества и массу, либо объем растворителя, необходимые для приготовления раствора.

Для проведения опыта возьмите химический стакан, либо мерную колбу нужного объема.

Далее взвесьте на технических весах отдельно чистую сухую мерную колбу нужного объема с пробкой и предварительно рассчитанную навеску соли. Затем в колбу аккуратно перенесите навеску и налейте в нее половину объема дистиллированной воды. Закройте колбу пробкой и десятикратно переворачивайте колбу вверх и вниз, придерживая руками пробку и дно колбы. После приготовления раствора, взвесьте еще раз колбу с пробкой на технических весах и вычислите массу раствора. С помощью правильно подобранного ареометра измерьте плотность полученного раствора, проделайте необходимые вычисления.

Если раствор, например, с массовой долей в % готовят в химическом стакане, то берут навеску соли отдельно, переносят в стакан, затем отмеряют мерным цилиндром нужный объем воды, считая плотность воды равной единице. Стеклянной палочкой перемешивают раствор до полного растворения соли. Переливают раствор в цилиндр и опускают в него ареометр. Доливают раствор в цилиндр и наблюдают за шкалой ареометра. Необходимо также замерить температуру приготовленного раствора. Найти по таблицам соответствующую концентрацию раствора соли, на основании экспериментальной плотности.

Вычислите относительную ошибку заданной и полученной концентрации раствора. Сделайте вывод о причинах отклонения от теоретической величины.

На основании полученных экспериментальных данных производят вычисления молярной. Нормальной концентрации эквивалента и титра, используя соответствующие формулы.

 

Вычислительная часть.

Дано:	Решение:

 

 

Кафедра неорганической и аналитической химии

Лабораторная работа Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

№ 5

 

Теоретическая часть.

Изотермический коэффициент или коэффициент Вант- Гоффа.

Электролиты – кислоты, основания или соли, расплавы и водные растворы которых проводят электрических ток в результате диссоциации.

Вещества, расплавы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Электролитическая диссоциация – процесс полного или частичного распада молекул электролита при его растворении на ионы под действием растворителя.

Степень электролитической диссоциации. Диссоциация электролитов характеризуется степенью диссоциации- отношением числа распавшихся на ионы «молекул» к общему числу «молекул» растворенного вещества.

а= n/N * 100%

где a - степень диссоциации

n - число распавшихся на ионы молекул

N – общее число молекул.

Щелочи – растворимые в воде основания. к ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы 2 группы и гидроксид аммония. Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов.

Соль - это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень.например хлорид железа:

FeCL₃ ↔ Fe ³⁺ + 3CL^-

AL₂(SO₄)₃ ↔2AL³⁺ + 3SO₄^2-

Кислые и основные соли диссоциииуют ступенчато. Например,

KHCO₃ ↔K⁺ + HCO₃^-

Анионы кислых солей подвергаются дальнейшей диссоциации уже как слабые электролиты:

Диссоциация основной соли:

Далее катионы основных солей диссоциируют незначительно:

В случае водных растворов к слабым электролитам (а < 3%)относят перечисленные ниже соединения:

1. Вода Н₂O-важнейший электролит

2. Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H₂S (сероводородная), H₂SO₃ (сернистая), H₂CO₃ (угольная), HCN (циановодородная), H₃PO₄ (фосфорная), H₂SiO₃ (кремниевая), H₃BO₃(борная), CH₃COOH (уксусная).

3. Гидроксиды многих элементов, например Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂

4. Гидроксиды аммония NH₄OH

5. Некоторые соли: хлорид цинка ZnCL₂, тиоцианат железа Fe(NCS)₃

В водных растворах слабых электролитов имеет место быть только первая стадия.

На степень диссоциации оказывают влияние следующие факторы.

1. Природа электролита. Так, ионные соединения диссоциируют лучше полярных. Чем меньше заряды ионов и больше их радиусы, тем больше степень диссоциации электролита.

2. Природа растворителя. Чем больше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше его степень диссоциации.

3. Температура. По-разному влияет на α.

4. Концентрация раствора. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.

5. Наличие одноименных ионов.

Степень диссоциации: α = I - 1/n-1

Где α- степень диссоциации.

I – изотонический коэффициент

n – число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Константа диссоциации (К_дис)- важнейшая характеристика слабого электролита.

К _дис = [ Н⁺]*[Аn^-]/[HAn]

К _дис – константа равновесия, называемая в данном случае константой диссоциации. Чем больше К _дис , тем выше способность к диссоциации.

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:

К _дис = С*α*С*α/С*(1-α) = С*α²/ 1-α

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α<< 1 это уравнение упрощается:

К_дис = С * α²

Константу равновесия для гетерогенной системы можно записать так:

К= [Ag⁺]*[Cl^-]/[AgCl_к],

Концентрацию твердой фазы можно считать постоянной, тогда

К * [AgCl_k] = [Ag⁺]*[Cl^-] = ПР_AgCl= const

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР)

Растворимость L труднорастворимого электролита А В определяется соотношением

ПК- произведение концентрации ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии.

 

Экспериментальная часть.