Опыт 5. Титрование щелочью приготовленного раствора

Соляной кислоты

При помощи мерной пипетки налейте в три конические колбочки по
10 мл соляной кислоты, приготовленной в оп. 4, и добавьте в каждую по
2-3 капли фенолфталеина. Поставьте колбочку под бюретку с раствором щелочи (с известным титром Т_NaOH) на лист белой бумаги. Постоянно перемешивая раствор, приливайте в него из бюретки по каплям раствор щелочи до появления слабо-розовой окраски всего раствора, что свидетельствует о полной нейтрализации кислоты щелочью. Повторите титрование три раза и сделайте расчет эквивалентной (нормальной) концентрации приготовленного раствора С_э(HCl).

Предварительно, используя формулы:

n_Э m_в m_в

С_э = ¾¾ = ¾¾¾ и Т_в = ¾¾¾¾

V M_э • V_р-ра V_р-ра

рассчитайте эквивалентную концентрацию щелочи по значению титра, указанного на склянке со щелочью.

Форма записи

Номер колбы	V HCl, мл	V NaOH, мл	Расчет	Погрешность измерений
		V1	VHCl Cэ(NaOH) ¾¾ = ¾¾¾¾ VNaOH Cэ(HCl)	D = |Стеор(НСl) - Соп(HCl)|   Dабс ε = ¾¾¾¾¾ 100 % Стеор(НСl)
		V2
		V3
V ср

***********************************

Примеры решения задач

Пример 1

Какой объем воды надо прибавить к 200 мл 10% (по массе) раствора соляной кислоты (r =1,07 г/мл), чтобы получить 5% раствор?

Дано: V = 200 мл W = 10% r =1,07 г/мл W1 = 5%	Решение 1. Из формулы mВ W = ¾¾¾ •100 % находим массу HCl: V • r   W•V•r 10•200•1,07 m (HCl) = ¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾¾¾ = 21,4 г 100 100
V (H2O) ?

2. Так как при приготовлении 5% раствора HCl вещество не добавляется, то его масса остается прежней 21,4 г.

3. Вычислим массу воды, используя выражение

m_В 21,4 • 100

W₁ = ¾¾¾¾¾¾ •100 % , 5 = ¾¾¾¾¾¾¾¾ ,

V• r + m(H₂O) 200 • 1,07 + m(H₂O)

5 • (200 • 1,07 + m (H₂O)) = 2140; m (H₂O) = 215 г.

Так как r(H₂O) =1 г/мл, то m(H₂O) = V(H₂O), то есть V(H₂O) = 215 мл.

Ответ: V(H₂O) = 215 мл

Пример 2

Какой объем 80% (по массе) раствора азотной кислоты (r =1,45 г/мл) необходимо взять для приготовления 0,2 л 0,5 н. раствора?

Дано: Wисх.р-ра= 80% r исх.р-ра =1,45 г/мл Vпр.р-ра= 0,2 л Сн. пр.р-ра = 0,5 н.	Решение 1. Объем исходного раствора HNO3 можно определить по формуле: m(HNO3) W = ¾¾¾¾¾¾ •100 % , rисх.р-раVисх.р-ра   m(HNO3) •100% откуда V исх.р-ра = ¾¾¾¾¾¾ rисх.р-раW
Vисх.р-ра?

2. Поскольку при приготовлении 0,2 л 0,5 н. раствора масса растворенного вещества HNO₃ осталась прежней, то ее вычислим из выражения:

m(HNO₃)

С_{н. пр.р-ра} = ¾¾¾¾¾¾ . Так как М_Э (HNO₃) = 63 г/моль,

М_Э•(HNO₃) •V

то m(HNO₃) = С_н. •М_Э (HNO₃) • V_. = 0,5•63•0,2 = 6,3 г.

3. Подставив найденную массу растворенной азотной кислоты (6,3 г) в выражение (1) получим: 6,3 • 100

V _{исх.р-ра} = ¾¾¾¾ = 5,43 мл

1,45 • 80

Ответ: V _{исх.р-ра}= 5,43 мл

Пример 3

Вычислите молярную и эквивалентную концентрации, моляльность, титр и мольную долю растворенного вещества раствора серной кислоты с массовой долей 9,1 % (плотность раствора 1,1 г/мл)

Дано: m (H2SO4) = 20г Vp-pa = 200 мл r = 1,1 г/мл	Решение 1. Пусть объем раствора – 100 мл.   Из формулы: mв W = ¾¾¾ •100 % . r • Vp-pa
См, Сэ, Сm, Т, Nв-ва ?

Тогда масса растворенного вещества составит:

W • r • V_p-pa 9,1• 1,1•100

m_в = ¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾ = 10 (г).

100 % 100

2. Определив M (H₂SO₄) = 98 г/моль, Mэ (H₂SO₄) = 49 г/моль, найдем молярную и эквивалентную концентрации раствора по формулам:

m_B 10 m_B 10

См = ¾¾ = ¾¾¾ = 1,02 моль/л, Сэ = ¾¾¾ = ¾¾¾ = 2,04 моль/л,

M•V 98 • 0,1 Mэ • V 49 • 0,1

3. Моляльность раствора найдем из выражения: m_в-ва

С_m = ¾¾¾¾¾ .

М_в-ва • m_р-ля

Рассчитаем массу растворителя (воды):

m_р-ля = m_р-ра – m_в-ва = r V_p-pa – m_в-ва = 1,1 • 100 – 10 = 110 – 10 г = 100 (г) = 0,1 кг.

Тогда 10

С_m = ¾¾¾ = 1,02 моль/кг.

98 • 0,1

4. Титр раствора определяем по формуле: m_в 10

Т = ¾¾ = ¾¾ = 0,1 г/мл.

V_р-ра 100

5. Мольную долю растворённого вещества находим из выражения

n_в 10 100

N_в-ва = ¾¾¾¾ ; n_в-ва = ¾¾ = 0,1 моль; n_р-ля = n(Н₂О) = ¾¾ = 5,6 моль;

n_в + n_р-ля 98 18

0,1

N_в-ва = ¾¾¾¾¾ = 0,018, N_р-ля = 1 – 0,018 = 0,982.

0,1 + 5,6

Ответ: См = 1,02 моль/л, Сэ = 2,04 моль/л, С_m = 1,02 моль/кг,

Т = 0,1 г/мл, N_в-ва = 0,018

Пример 4

На нейтрализацию 20 мл раствора кислоты израсходовано 10 мл 0,1н раствора щёлочи. Какова нормальная концентрация раствора кислоты?

Дано: Vк-ты = 20 мл Vщ = 10 мл Сэщ = 0,1 н	Решение Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то для определения нормальной концентрации можно использовать формулу:
Сэк-ты ?

V_к-ты Сэ_щ V_щ · Сэ_щ 10 · 0,1

¾¾ = ¾¾ . Отсюда Сэ_к-ты = ¾¾¾¾ = ¾¾¾¾ = 0,05 н.

V_щ Сэ_к-ты V_к-ты 20

Ответ: Сэ_к-ты = 0,05 н.

**********************************

Контрольные задания по теме «Приготовление растворов»

Вариант 1

1. Вычислите массовую долю, нормальную концентрацию, титр 1,5 М раствора нитрата калия КNО₃ (r =1,12 г/мл).

2. Какую массу кристаллогидрата BaCl₂•2H₂O следует растворить в 170 г воды для получения раствора, содержащего 2 % (по массе) безводной соли?

3. Из 1 л раствора карбоната натрия Nа₂СО₃ (r =1,2 г/мл) при действии серной кислоты получено 47 л СО₂ (н. у.). Вычислите массовую долю Nа₂СО₃ в растворе и его молярную и нормальную концентрации.

Вариант 2

1. Какой объем газообразного аммиака NН₃ необходимо растворить в 250 мл воды для получения 10 % (по массе) раствора? Условия нормальные.

2. Какой объем воды надо прибавить к 150 см³ 2 н. раствора КОН, чтобы получить 1 М раствор?

3. Определите молярную, нормальную концентрации и мольную долю растворенного вещества в 28% (по массе) растворе НNО₃ (r = 1,45 г/мл).

Вариант 3

1. Какова нормальная (эквивалентная) концентрация 24 % (по массе) раствора соляной кислоты плотностью 1,121 г/мл?

2. На нейтрализацию 10 мл щелочи неизвестной концентрации израсходовано 13 мл 0,15 н. раствора фосфорной кислоты. Вычислите нормальную, молярную концентрации и титр раствора щелочи NaОН.

3. Какой объем газообразного сероводорода Н₂S (н. у.) надо растворить в 250 г воды для получения 1,5 % раствора сероводородной кислоты?

Вариант 4

1. Какой объем 0,4 н. раствора гидроксида натрия необходимо для нейтрализации 35 мл 0,15 н. раствора соляной кислоты?

2. Какой объем 20 % по массе раствора НCl (ρ = 1,10 г/мл) потребуется для полного растворения 1,5 г магния?

3. Какую массу кристаллогидрата сульфата натрия Na₂SO₄•10H₂O следует растворить в 500 г воды для получения раствора, содержащего 15 % безводной соли?

Вариант 5

1. Вычислите молярность и нормальность 22 % (по массе) раствора NaCl
(ρ = 1,17 г/мл).

2. В 1020 г воды растворили 60 г сероводорода Н₂S. Вычислите все известные виды концентраций полученного раствора, если плотность этого раствора ρ = 1,0 г/мл.

3. Какой объем 6 н. раствора соляной кислоты надо взять для приготовления 45 мл 2,5 М раствора НCl?

Вариант 6

1. Какой объем 1,5 н. раствора НСl следует взять для получения 150 см³ 0,5 н. раствора?

2. Определите молярную и нормальную концентрации раствора KOH, в котором массовая доля KOH составляет 8 % (ρ = 1,064 г/мл).

3. Определите массовую долю раствора, полученного при смешивании 247 г и 147 г растворов серной кислоты с массовыми долями 62 % и 18 % соответственно.

Вариант 7

1. Определите массу карбоната натрия, содержащуюся в 350 мл 0,3 н. раствора.

2. Определите массовую долю серной кислоты в 7 н. растворе (ρ = 1,065 г/мл).

3. Смешали растворы хлорида натрия массами 150 г и 350 г с массовыми долями 40 % и 60 % соответственно. Найдите массовую долю полученного раствора.

Вариант 8

1. Какую массу Na₂SО₄ следует добавить к 450 г 7 % (по массе) раствора той же соли для получения 15 % (по массе) раствора?

2. В 350 г раствора содержится 20 г К₂СO₃ (ρ = 1,2 г/мл). Определите массовую долю, титр раствора, молярную и нормальную концентрации.

3. Какой объем воды необходимо прибавить к 320 мл 12 % (по массе) раствора NаОН (ρ = 1,137 г/мл), чтобы получить 7,5 % (по массе) раствор NаОН?

Вариант 9

1. Вычислите титр, мольную долю растворенного вещества и растворителя
20 % (по массе) раствора NaCl (ρ = 1,151 г/мл).

2. До какого объема следует разбавить водой 2,5 л 1 н. раствора NаНSО₃ для получения 0,25 н. раствора?

3. Смешали 150 мл 20 % (по массе) раствора серной кислоты (ρ = 1,143 г/мл) и
5,5 л 10 % (по массе) раствора той же кислоты (ρ = 1,069 г/мл). Вычислите массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.

Вариант 10

1. В 0,4 кг воды растворили 160 л хлороводорода НCl, измеренного при 27 ⁰С и давлении 110 кПа. Вычислите массовую долю НCl в полученном растворе.

2. Определите мольные доли растворенного вещества и растворителя в 12 % (по массе) растворе карбоната натрия Na₂CО₃, имеющего плотность ρ = 1,16 г/мл.

3. Какой объем 50 % (по массе) раствора серной кислоты, плотность которого равна 1,4 г/мл, необходимо взять для приготовления 350 мл 1,75 н. раствора?

Вариант 11

1. Рассчитайте массовую долю безводного сульфата железа (III) в растворе, полученном растворением 31 г кристаллогидрата Fе₂(SО₄)₃•12H₂O в 276 г воды.

2. Какой объем 6 % (по массе) раствора едкого натра NaОН плотностью
1,069 г/мл потребуется для приготовления 350 мл 1,5 % (по массе) раствора?

3. Вычислите массовую долю, молярную и моляльную концентрации раствора гидроксида калия КОН с плотностью 1,065 г/мл.

Вариант 12

1. Определите титр, молярную и нормальную концентрации раствора серной кислоты с массовой долей 54,5 % (ρ = 1,44 г/мл).

2. На нейтрализацию 30 мл 0,24 М раствора серной кислоты израсходовано
180 см³ раствора KOH. Рассчитайте нормальную концентрацию раствора KOH.

3. Определите нормальную концентрацию раствора, полученного при смешении 1500 мл 0,5 н. и 300 мл 2 н. растворов серной кислоты.

Вариант 13

1. К 240 мл 0,25 М раствора сульфида натрия Nа₂S добавили 300 мл 0,25 н. раствора той же соли. Вычислите титр и нормальную концентрацию полученного раствора.

2. Какой объем 0,25 н раствора LiОН нужно взять для приготовления 15 мл
2 М раствора щелочи?

3. Какой объем воды необходимо прибавить к 110 мл 22 % (по массе) раствора соляной кислоты НСl (r =1,12 г/мл), чтобы получить 7,5 % (по массе) раствор НСl?

Вариант 14

1. Чему равна нормальная, молярная концентрации и титр 18 % (по массе) раствора серной кислоты (ρ = 1,08 г/мл)?

2. Какой объем 0,7 н. раствора серной кислоты Н₂SO₄ следует добавить к 1 л 0,11 н. раствора той же кислоты для получения 0,2 н. раствора?

3. Для полного осаждения хлорида серебра АgCl из 100 г 12 % (по массе) раствора АgNО₃ потребовалось 10 л соляной кислоты. Определите нормальную концентрацию раствора соляной кислоты.

Вариант 15

1. Рассчитайте молярную концентрацию 4,5 н. раствора Рb(NО₃)₂ в реакции получения гидроксида свинца.

2. Какой объем 0,15 н. раствора азотной кислоты НNО₃ нужно добавить к 0,1 л 0,3 н раствора НNО₃, чтобы получить 0,25 н. раствор?

3. Смешали 3 л 60 % (по массе) раствора Н₂SO₄ (ρ = 1,503 г/мл) и 1,5 л 16 % (по массе) раствора той же кислоты (ρ = 1,113 г/мл). Вычислите массовую долю раствора.

Раздел 5

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Термодинамика изучает законы, описывающие обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой. Обычно химические процессы сопровождаются проявлением различных энергетических эффектов: теплового, механического, электрического, светового и др. Уравнения реакций, в которых учитываются их тепловые эффекты, называются термохимическими. Термодинамическая система: комплекс взаимодействующих между собой физических тел, фактически или мысленно обособленных от окружающей среды. Закон Лавуазье – Лапласа (1780 г.): теплота образования сложного вещества из простых равна теплоте разложения этого вещества на простые, взятой с противоположным знаком: – DНобр = + DНразл Закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования полученных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ. Переменные величины, определяющие состояние системы, называются параметрами состояния. Среди них в химии наиболее часто используются давление (р), температура (Т), объем (V), состав системы. Процессы, протекающие при постоянном давлении – изобарные, при постоянном объеме – изохорные, при постоянной температуре – изотермические. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, то есть, при постоянном давлении, равном атмосферному давлению. На основании параметров состояния можно вывести другие переменные, позволяющие характеризовать энергетическое состояние системы, происходящие в ней изменения. Эти параметры называются термодинамическими функциями: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса.

Первый закон термодинамики: количество тепла Qp, сообщенное системе при постоянном давлении, расходуется на изменение внутренней энергии системы ΔU и совершение работы A против внешних сил: Qp = ΔU + A = ΔU + pΔV. Внутренняя энергия системы U – полная энергия системы, состоящая из кинетической энергии (энергии поступательного, колебательного и вращательного движения) и потенциальной энергии (энергия притяжения и отталкивания) всех частиц системы как целого. Определить можно лишь изменение внутренней энергии ΔU = U2 – U1 (U2 и U1 внутренняя энергия системы в состоянии 2 и 1 соответственно). Изменение внутренней энергии системы ΔU при переходе из одного состояния в другое равно сумме количества энергии, которое выделяется или поглощается системой в форме теплоты Q, и работы А, совершаемой системой (первое начало термодинамики): ΔU = Q + А. Тепловой эффект реакции при постоянном объеме (V= const) и температуре Т (изохорно-изотермический процесс) соответствует изменению внутренней энергии системы в ходе реакции: ΔU = QV. Работа А – сумма всех видов работы против сил, действующих на систему со стороны внешней среды: A= p•ΔV = p•(V2–V1), следовательно·ΔU = Qp – p•ΔV , или U2 – U1 = Qp – p•ΔV , или Qp =(U2+pV2)–(U1+pV1). Функция U+p•V = H называется энтальпией. Тепловой эффект реакции при постоянном давлении и температуре соответствует изменению энтальпии системы в ходе реакции: Qp = Н2 –Н1 = ΔН. Для экзотермическойреакции (теплота выделяется) - ΔН<0. Для эндотермическойреакции (теплота поглощается) - ΔН>0. Теплотой (энтальпией) образованиясложных веществ из простых называют теплоту, которая поглощается или выделяется при образовании 1 моля химического соединения из простых веществ при заданных условиях, ΔН0298, (кДж/моль). В различных агрегатных состояниях теплота образования для одного и того же вещества будет неодинаковой. H2 (г) + 1/2O2 (г) = H2O (пар) DН0298 = – 241,6 кДж/моль H2 (г) + 1/2O2 (г) = H2O (ж) DН0298 = – 285,8 кДж/моль H2 (г) + 1/2O2 (г) = H2O (лед) DН0298 = – 291,9 кДж/моль Теплота образования простого вещества равна 0.

Энтропия системы S(Дж/(моль•К))– определяет меру неупорядоченности состояния системы   Второе начало термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает. Увеличение энтропии происходит при переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Процессы, для которых ΔS>0: 1) нагревание; 2) расширение газов; 3) фазовые переходы от твердого к жидкому и газообразному; 4)растворение кристаллических веществ   Процессы, для которых ΔS<0: 1) охлаждение; 2) сжатие газов; 3) конденсация и кристаллизация веществ   Изменениеэнергии Гиббса ΔG (изменениеизобарно-изотермическогопотенциала,изменениесвободной энергии) – критерий принципиальной осуществимости процессов (самопроизвольного протекания), проходящих в закрытой системе при постоянных температуре и давлении:   ΔG = ΔН – Т•ΔS (ΔН–энтальпийный фактор, Т·ΔS –энтропийный фактор)   При ΔG<0 – реакция возможна; ΔG=0 – состояние равновесия; ΔG>0 – реакция невозможна. Также ΔG можно рассчитать по формулам: ΔG = – R•T•lnK·; ΔG = – n•ΔE•F, где R – универсальная газовая постоянная, T – температура в кельвинах, K – константа равновесия, F – постоянная Фарадея, ΔЕ – эдс гальванического элемента, n – число электронов, принимающих участие в электрохимическом процессе.   Для сопоставления различных реакций принято сравнивать значения термодинамических величин DН 0298 , S0298 , DG0298 при стандартных условиях (р=101325 Па, .Т = 298 К, СМ = 1 моль/л).   Следствие из закона Гесса применимо для расчета DН, DS, DG реакции (в том числе и в стандартных условиях):   DHреакции = Σn DHпрод– Σn DHреаген; DSреакции = Σn Sпрод– Σn Sреаген; DGреакции = Σn DGпрод– Σn DGреаген

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3