Основные правила по технике безопасности
ВВЕДЕНИЕ
Лабораторный практикум по химии является одной из составных частей программы базового образования бакалавров.
Методические указания к лабораторным работам предназначены для всех студентов нехимических специальностей, в учебные планы которых входит дисциплина «Химия». Основные цели, преследуемые при выполнении этих работ, состоят в том, чтобы помочь студентам приобрести навыки выполнения химического эксперимента, обработки результатов опытов, выполнения требований техники безопасности при работе в лаборатории.
В данном пособии представлены восемь лабораторных работ. Каждая работа включает теоретическую часть, решение типовых задач, вопросы для самоконтроля, которые позволяют подготовиться к тесту по данной теме, и описание лабораторного эксперимента.
Методика и условия проведения опытов, объекты исследований выбраны таким образом, чтобы обеспечить полную самостоятельность студентов при выполнении лабораторной работы.
Выполнение лабораторного практикума способствует формированию у студента компетенций прописанных в ФГОСах по данной дисциплине.
После проведения представленных лабораторных работ студент должен
- знать: химические свойства элементов и их соединений, термодинамические и кинетические условия протекания химических реакций, равновесие в гомогенных и гетерогенных системах, правила безопасной работы в учебно-научных лабораториях;
- уметь определять концентрации растворов различных соединений, термодинамические характеристики химических реакций и равновесные концентрации веществ, скорость реакции и влияние различных факторов на неё, анализировать полученные данные, выявлять общую закономерность их изменения;
- владеть: навыками выполнения основных химических лабораторных операций.
После выполнения лабораторной работы студент должен отчет по следующей форме:
- номер, название, цель и ход лабораторной работы;
- основные расчетные формулы (если они есть в методичке);
- схема установки (если она есть в методичке);
- таблицы и графики (если они есть в методичке);
- ответы на вопросы для самоконтроля;
- выводы.
Каждая лабораторная работа оценивается от 0 до 5 баллов, в зависимости от работы в лаборатории и оформления отчета. Баллы могут быть снижены если:
- при выполнении лабораторной работы был нарушен ход работы, повлекший за собой нарушение техники безопасности или порчу имущества;
- не было приведено в порядок рабочее место по окончании работы;
- отсутствуют необходимы разделы в предоставляемом отчете;
- допущены ошибки в составлении уравнений.
Основные правила по технике безопасности
При работе в химической лаборатории
1. Не трогайте, не включайте без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы.
2. Не загромождайте свое рабочее место лишними предметами.
3. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. При определении веществ по запаху, склянку следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу.
4. При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда, во избежание попадания брызг на лицо и одежду; наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить.
5. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду.
6. Опыты с ядовитыми и легковоспламеняющимися веществами надо проводить в вытяжном шкафу.
7. С легковоспламеняющимися веществами нельзя работать вблизи нагревательных приборов.
8. Нельзя сливать растворы, содержащие ядовитые соединения, в раковину. Остатки ядовитых реактивов сливать в специальные сосуды.
9. Если на склянке отсутствует этикетка, её следует отдать преподавателю.
10. При проведении нагревания спиртовку зажигают после того как в пробирку внесены все вещества, горящую спиртовку не передвигать.
11. В лабораторию запрещается приносить продукты питания.
Лабораторная работа №1
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: ознакомиться с основными классами неорганических соединений, научиться их получать и называть.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента, при этом число атомов может быть любым (Fe, Cl2, O3). Сложные вещества (соединения) образованы атомами разных элементов (H2O, KOH, HNO3, NaCl). К важнейшим классам неорганических соединений относят четыре: оксиды, основания, кислоты, соли.
Оксиды
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород.
По химическим свойствам оксиды делятся на четыре группы: основные, кислотные, амфотерные и безразличные. Первые три группы оксидов способны образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями, поэтому их называют солеобразующими. Безразличные оксиды солей не образуют (CO, NO, N2O).
Основным оксидам соответствуют основания, основные оксиды образуют металлы. Например, K2O, CaO, Fe2O3 являются основными оксидами, т.к. им соответствуют основания KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3.
Кислотным оксидам соответствуют кислородсодержащие кислоты, к кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов и оксиды некоторых d – элементов в высших степенях окисления. Например, CO2, SO3, Mn2O7 – кислотные оксиды, т.к. им соответствуют кислоты H2CO3, H2SO4, HMnO4 .
Амфотерные оксиды проявляют как кислотные, так и основные свойства, например, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Амфотерные оксиды образованы только металлами.
Если металл может проявлять несколько степеней окисления, то в высшей степени окисления он образует кислотный оксид, в низшей – основной, а в промежуточной – амфотерный. Например, у хрома существует три устойчивых оксида: CrO, Cr2O3, CrO3. В высшей степени окисления (+6) хром образует кислотный оксид CrO3, в низшей (+2) - основной оксид CrO, в промежуточной (+3) – амфотерный оксид Cr2O3.
Номенклатура. Названия оксидов образуются из слова «оксид» и названия элемента, в скобках указывается степень окисления элементов. Например: СО – оксид углерода (II), СО2 – оксид углерода (IV), P2O3 – оксид фосфора (III), P2O5 – оксид фосфора (V).
Химические свойства:
| Оксиды | ||
| основные | кислотные | амфотерные |
| 1) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов с водой образуют растворимые в воде основания (щелочи): Na2O + H2O = 2NaOH 2) Взаимодействуют с кислотами с образованием солей: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O 3) С кислотными оксидами образуют соли: CuO + SO3 = CuSO4 4) Не реагируют друг с другом и с основаниями. | 1) Большинство с водой образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4 2) Взаимодействуют со щелочами с образованием солей: CO2+ 2NaOH = = Na2CO3 + H2O 3) C основными оксидами образуют соли: SiO2 + CaO = CaSiO3 4) Взаимодействуя с амфотерными оксидами образуют соли: P2O5+Al2O3  2AlPO4 5) Не реагируют друг с другом и с кислотами. | 1) Взаимодействуют с кислотами: Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 +3H2O 2) Взаимодействуют с щелочами: Al2O3+2NaOH+3H2O = = 2Na[Al(OH)4] |
Основания
Основания – сложные вещества, в состав которых входят катион металла (или ион аммония – NH4+) и одна или несколько гидроксильных групп – KOH, Cu(OH)2, Al(OH)3. Растворимые в воде основания называют щелочами, это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH)2).
Номенклатура. Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия металла, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают) . Например: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Химические свойства:
1) Реакция нейтрализации – взаимодействие с кислотами: NaOH + HCl = NaCl + H2O Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 2) C кислотными оксидами образуют соли: Сu(OH)2 + SO3 = CuSO4 + H2O 3) Щелочи взаимодействуют с растворами некоторых солей (если образуется нерастворимое основание): CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3¯ + 3NaCl 4) Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются: 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O 5) Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами (галогенами, фосфором, серой): 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O 3KOH + 4P +3H2O = PH3 + 3KH2PO3 6) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами так и с щелочами: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] |
Кислоты
Кислоты – сложные вещества, при диссоциации распадающиеся на ион водорода (протон) и кислотный остаток.
Различают кислородсодержащие (H2SO4, H3PO4, H2CO3) и бескислородные кислоты – HCl, HI, H2S . По числу атомов водорода, входящих в молекулу (основности), кислоты делят на одноосновные (HCl), двухосновные (H2CO3), трехосновные (H3PO4 ).
Номенклатура. Названия бескислородных кислот производится от названия неметалла с прибавлением окончания - водородная. Например, HCl – хлороводородная, HF – фтороводородная. Названия кислородсодержащих кислот производится от названия элемента с прибавлением окончания – ная, если степень окисления неметалла равна номеру группы, в которой находится неметалл в периодической системе. Например – H2SO4 - серная кислота, HClO4 – хлорная кислота. По мере понижения степени окисления элемента окончания меняются на - оватая, -истая, -оватистая. Названия кислот и кислотных остатков представлены в приложении 1.
Химические свойства:
1) Взаимодействие с металлами: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2) С основными и афотерными оксидами: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O 3) С основаниями – реакция нейтрализации: HCl + NaOH = NaCl + H2O 4) С солями – вытесняя более слабую кислоту или образуя осадок: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3 BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HCl 5) Разложение некоторых кислот при нагревании: 4HNO3  4NO2 + 2H2O + O2 |
Cоли
Соли – сложные вещества, образованные катионами металлов и анионами кислотных остатков. Соли делят на - средние, кислые и основные. Средние соли это соли, в которых все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металлов (Na2SO4, Na3PO4). Кислые соли – атомы водорода замещены частично на атомы металлов (NaHSO4, NaH2PO4, Na2HPO4). В основных солях группы ОН¾ частично замещены на кислотные остатки (MgOHCl).
Номенклатура. Названия солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) и затем название катиона, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают). Например: NaCl – хлорид натрия, K2CO3 – карбонат калия. Названия кислотных остатков приведены в таблице 1. В названия кислых солей вводится приставка «гидро», в названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например: NaHSO4 – гидросульфат натрия, Fe(OH)2Cl – дигидроксохлорид железа (III).
Названия кислот и кислотных остатков приведены в приложении 1.
Химические свойства:
1) Взаимодействие с более активным металлом: Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 2) Реакции обмена с кислотами: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯+ 2HCl AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3 3) Реакции ионного обмена между двумя солями: Hg(NO3)2 + 2KI = HgI2¯ + 2KNO3 К2СrO4 + BaCl2 = BaCrO4¯+ 2KCl 4) Термическое разложение нитратов, карбонатов и солей аммония: СaCO3  CaO + CO2 2KNO3 2KNO2 + O2 NH4NO2 2H2O + N2 |
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Что называется оксидом, основанием, кислотой, солью?
2. Определите, к каким классам относятся следующие соединения: H2O, СaCO3, H2SO4, FeCl2, AgNO3, Na2HPO4, Fe(OH)3, MgOHCl. Назовите эти соединения.
3. В чем разница в названиях следующих соединений:
а) CO и CO2;
б) Fe(OH)2 и Fe(OH)3;
в) H2SO4 и H2SO3;
г) CuCl и CuCl2?
4. Составьте формулы следующих соединений: гидроксид никеля (II), оксид азота (II), оксид азота (IV), карбонат лития, фосфат железа (II), сульфит калия, сероводородная кислота, уксусная кислота.
5. Рассчитайте молярную массу фосфата железа (III), нитрата кальция, сульфата алюминия.
6. Напишите, к какому классу неорганических соединений относятся данные вещества и дайте им названия:
| Формула | Класс | Название | |
| N2O | |||
| N2O3 | |||
| Na2CO3 | |||
| Ag2SO4 | |||
| KNO2 | |||
| Li3PO4 | |||
| Na2S | |||
| PbI2 | |||
| CaSiO3 | |||
| CuSO3 | |||
| Bi(NO3)3 | |||
| (CH3COO)2Zn | |||
| NH4Cl | |||
| Fe(OH)2 | |||
| Fe(OH)3 |
7. Составьте формулы следующих соединений:
| № | Название | Формула |
| Сульфид хрома (III) | ||
| Карбонат никеля (II) | ||
| Ортофосфат кадмия (II) | ||
| Оксид серы (IV) | ||
| Оксид ванадия (V) | ||
| Гидроксид никеля (II) | ||
| Сульфит марганца (II) |
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.
Опыт 1. Получение оксидов
а) Термическое разложение дихромата аммония.
В сухую пробирку внесите два – три шпателя дихромата аммония, осторожно нагрейте на спиртовке. Запишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
б) Термическое разложение гидроксида меди.
В сухую пробирку внесите 3-4 капли сульфата меди, добавьте несколько капель гидроксида калия. Полученный осадок нагревайте на спиртовке до изменения цвета. Напишите уравнения реакций, назовите полученные вещества.
Опыт 2. Получение оснований
а) Взаимодействие оксидов с водой.
Внесите в пробирку один шпатель оксида кальция и добавьте воды. Добавьте в пробирку 1-2 капли фенолфталеина. Объясните появление окраски, напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
б) Взаимодействие солей со щелочами.
Внесите в первую пробирку 5-6 капель соли кобальта, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.
Внесите во вторую пробирку 5-6капель соли никеля, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.
Опыт 3. Получение кислот
Внесите в первую пробирку порошок карбоната натрия, добавьте 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
Внесите во вторую пробирку 1 мл силиката натрия. Добавьте при непрерывном перемешивании 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
Опыт 4. Получение солей
а) Реакция нейтрализации.
Внесите в пробирку 3-4 капли гидроксида калия и 1-2 капли фенолфталеина. Прибавляйте по каплям соляную кислоту до исчезновения окраски. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
б) Взаимодействие основного оксида с кислотой. Внесите в пробирку один шпатель оксида меди и несколько капель серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.
Лабораторная работа № 2
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
Цель работы: научиться готовить растворы, рассчитывать необходимое количество реагентов, пересчитывать одну концентрацию в другую, контролировать концентрацию приготовленного раствора по его плотности, определяя плотность раствора ареометром.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Основные понятия химии
Атом - мельчайшая химически неделимая частица вещества.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества.
Относительная масса элемента – это отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа углерода 12C. Единица измерения относительной массы называется атомная единица массы (а.е.м.).
1 а.е.м.
1,66∙10-24 г
Величины атомных масс элементов в а.е.м приводятся 
в периодической системе Д.И.Менделеева. Атомные и молекулярные массы, выраженные в а.е.м, являются относительными (обозначаются Ar и Mr, соответственно), они показывают, во сколько раз масса одного атома элемента или молекулы вещества больше массы 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.
Относительную молекулярную массу (Mr) вещества высчитывают в а. е.м., округляя значения массы до целых, при этом у хлора Cl – до десятых (35,5 а. е.м.).
Mr (H2O) = 1∙2 + 16 = 18 (а.е.м.),
Mr (H3PO4) = 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (а.е.м.).
Моль (n) – это количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г атома изотопа углерода 12C.
Молярная масса (M) – это масса 1 моля вещества. Молярная масса M численно равна относительной молекулярной массе Mr:
Mr (H2O) = 18 а.е.м.
M (H2O) = 18 г/моль.
В 1 моле содержится число Авогадро частиц
NА = 6,022∙1023 моль-1
В количественных расчетах в химии также широко используется понятие «химический эквивалент».
Химический эквивалент вещества - условная или реальная частица этого вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалента (равноценна) одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Это величина безразмерная. Состав эквивалента, как и состав атомов, молекул, ионов выражают с помощью химических знаков и формул.
Примеры определения формулы эквивалента:
а) KOH + HCl = KCl + H2O
OH− + H+ = H2O
С одним ионом водорода H+ реагирует один ион гидроксогруппы OH−, поэтому эквивалентом гидроксогруппы является сама гидроксогруппа – реальная частица.
б) Са (ОН)2 + 2НСI = CaCI2 + 2H2O
Са (ОН)2 + 2H+ + 2CI− = Ca2+ + 2CI− + 2H2O
По уравнению реакции видно, что на 2 иона H+ приходится 1 ион Ca2+, тогда на 1 ион H+ (эталон эквивалента) будет приходиться ½ иона Ca2+, т. е эквивалентом иона Ca2+ является ½ Ca2+ - условная частица.
Э (Са2+) = 1/2 Са2+.
Рассуждая аналогично, можно составить пропорции и по другим частицам. Так, на 2 иона H+ приходится 2 иона CI− , 2 иона OH− , поэтому
Э (СI−) = CI− (реальная частица), Э (ОН−) = ОН− (реальная частица).
Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса 1 моля эквивалентов вещества.
а) молярная масса эквивалента основания
где Z – число функциональных групп, т.е. число гидроксогрупп OH−в молекуле основания.
б) молярная масса эквивалента кислоты
где Z – число функциональных групп, т.е. число атомов водорода в молекуле кислоты.
в) молярная масса эквивалента соли
Основные законы химии
Растворы
Дисперсная система – это система, состоящая из двух и более веществ, в которой одно или несколько веществ размельчены и распределены в другом веществе.
Распределенное вещество называется дисперсной фазой.
Вещество, в котором распределена дисперсная фаза, называется дисперсной средой.
Дисперсная система в зависимости от размеров частиц дисперсной фазы может быть гомогенной (однородной) и гетерогенной.
В зависимости от размера частиц гетерогенные дисперсные системы делятся на 3 группы:
1) коллоидные системы (или высокодисперсные, или золи), у которых размер частиц 1 – 500 нм (1 нм = 10-9 м),
2) грубодисперсные системы (взвеси), размер частиц которых 500 – 1000 нм,
3) механические смеси, размер частиц которых больше 1000 нм, но меньше 10000 нм (0,01 мм).
Дисперсные системы классифицируются по агрегатным состояниям
дисперсной фазы и дисперсной среды. Примеры приведены в таблице 2.2.
Таблица 2.2
Классификация дисперсных систем
| Агрегатное состояние дисперсной среды | Агрегатное состояние дисперсной фазы | ||
| газовое | жидкое | твердое | |
| Газовое | - | аэрозоль | аэрозоль |
| Жидкое | пена | эмульсия | суспензия |
| Твердое | твердая пена | твердая эмульсия, гель (желе) | твердые включения в твердых телах |
Гомогенные дисперсные системы называются истинными растворами.
Степень измельчения дисперсной фазы в истинном растворе молекулярная или ионная, т.е. размеры частиц не превышают размеров отдельных молекул и ионов (меньше 1 нм).
Составные части истинных растворов нельзя разделить простыми механическими способами: отстаиванием, фильтрованием и т.п.
Раствор – это однородная система, состоящая из двух и более компонентов.
Условно один из компонентов раствора называется растворителем, другие – растворенными веществами.
Одним из самых распространенных растворителей является вода H2O.
Масса раствора связана с объемом раствора соотношением:
где ρ – плотность раствора, измеряется в г/мл (система СГС) или в кг/м3 (система СИ).
1.4 Способы выражения концентрации растворов
Содержание растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя называется концентрацией.
1) процентная концентрация С% –масса растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.
где mр.в. – масса растворенного вещества (г),
mр-ра – масса раствора (г),
mр-ля – масса растворителя.
2) молярная концентрация (молярность) СМ– число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.
;
где n – количество вещества (моль),
V – объем (л),
М (р.в.) – молярная масса растворенного вещества (г/моль).
[СМ] = моль/л
3) молярная концентрация эквивалента (нормальность)
СН – число молей эквивалента растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.
где nЭ – количество вещества эквивалента (моль),
V – объем (л),
МЭ (р.в.) – молярная масса эквивалента растворенного вещества (г/моль).
[СН] = моль/л
4) моляльная концентрация (моляльность) Сm –число молей растворенного вещества, приходящихся на 1 кг растворителя.
где mр-ля – масса растворителя, выраженная в граммах.
[Сm] = моль/кг
РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
Пример 1. Определение процентной концентрации
Определить процентную концентрацию раствора, полученного при растворении 4 г хлорида натрия в 100 г воды.
| Дано: mр.в. = 4 г m(H2O) =100 г | Решение: Хлорид натрия – растворенное вещество, вода – растворитель, масса раствора складывается из массы растворителя и массы растворенного вещества.  |
| C% -? |
Ответ: C% = 3,8 %
Пример 2. Разбавление раствора
К 300 г 5 % раствора хлорида натрия добавили 200 мл воды. Определить концентрацию полученного раствора.
| Дано: mр-ра(1) = 300г С%(1) = 5% V (H2O) = 200мл | Решение: Находим массу растворенного вещества в 300 г 5 % раствора по формуле   |
| C%(2) -? |
При добавлении к имеющемуся раствору 200 мл воды, масса растворенного вещества останется неизменной:
Масса раствора изменится, она увеличится на массу добавленной воды.
Определим массу добавленной воды:
Ответ: C% = 3%
Пример 3. Смешение растворов разных концентраций
Смешали 300 г 4 % раствора хлорида меди и 200 г 9% раствора хлорида меди. Определить концентрацию полученного раствора.
| Дано: mр-ра(1) = 300г C%(1) = 4% mр-ра(2) = 200г C%(2) = 9% | Решение: Определим массу растворенного вещества в первом и втором растворе:   |
| C%(3) -? |
При смешении растворов разных концентраций складываются массы растворенных веществ и массы растворов.
Ответ: C% = 6 %
Пример 4. Приготовление раствора кристаллогидрата
Приготовить 200 г 2% раствора хлорида бария из кристаллогидрата BaCl2 ×2H2O.
| Дано: mр-ра= 200г C%= 2% | Решение: Кристаллогидратами называют соли, содержащие в своем составе кристаллизационную воду – CuSO4×5H2O, Na2SO4 ×10H2O и т.д. Определим массу безводной соли хлорида бария (растворенного вещества):  отсюда |
| mкр. -? V(H2O) -? |
Кристаллогидрата надо взять больше, чем безводной соли, т.к. в нем содержится вода в связанном виде. Пересчитаем массу безводной соли на массу кристаллогидрата. В одном моле кристаллогидрата BaCl2×2H2O содержится один моль BaCl2 и 2 моля H2O. Определим молярные массы:
М(BaCl2) = 137 + 35,5 · 2 = 208 (г/моль),
М(BaCl2 ×2H2O) = М(BaCl2) + 2М(H2O) = 208 + 2( 1·2 + 16) = 244 (г/моль).
Составим пропорцию:
208 г BaCl2 содержится в 244 г BaCl2 ×2H2O,
а 4 г BaCl2 содержится в Х г ВaCl2 ×2H2O, т.е.
208 - 244,
4 - Х
отсюда 
, следовательно, Х=4,6 г.
Таким образом, для приготовления 200 г 2% раствора хлорида бария необходимо взять 4,6 г BaCl2 ×2H2O, все остальное – это вода, поэтому масса воды составит 200 – 4,6 = 195,4 г. Поскольку плотность воды равна 1 г/мл, то объем воды равен 195,4 мл.
Ответ: mкр. = 4 г; V(H2O) = 195,4 мл.
Пример 5. Определение молярной и нормальной концентраций раствора
Определить молярную и нормальную концентрацию 2 л 24 % раствора ортофосфорной кислоты (ρ=1,140 г/см3) .
| Дано: V р-ра = 2л C% = 24% ρ = 1,140 г/см3 | Решение: Определим массу раствора H3PO4: m=ρ∙V=1,140 г/мл∙2000 мл =2240 г. 1 мл = 1 см3 Определим массу растворенного вещества, содержащегося в 2л раствора:  |
| СM -? СH -? |
Для расчета молярной концентрации необходимо сначала определить молярную массу ортофосфорной кислоты:
M(H3PO4)= 1∙3+31+16∙4=98 (г/моль).
Определим молярную концентрацию ортофосфорной кислоты по известной формуле (объем необходимо подставлять в литрах!)
Для расчета молярной концентрации эквивалента (нормальности) необходимо сначала определить молярную массу эквивалента
ортофосфорной кислоты:
Определим молярную концентрацию эквивалента ортофосфорной кислоты по известной формуле (объем необходимо подставлять в литрах!)
Ответ: СM = 2,74 моль/л; Сн = 8,22 моль/л
Пример 6. Пересчет концентраций
Определить объем раствора 70%-ной серной кислоты (r=1,622 г/мл), необходимый для приготовления 400 мл 0,2 М раствора.
| Дано: V р-ра(1) = 400 мл СM = 0,2 моль/л C% = 70% ρ = 1,622 г/см3 | Решение: Определим массу растворенного вещества, содержащегося в 400 мл 0,2М раствора:  , отсюда  |
| Vр-ра(2) -? |
Зная массу растворенного вещества и процентную концентрацию, определим массу раствора. Определим объем раствора из формулы
,заменив mр-ра на произведение плотности и объема:
,выразим отсюда объем раствора
Ответ: Vр-ра(2) = 6,9 мл
Пример 7. Расчет по закону эквивалентов
Определить объем раствора КОН с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л, необходимый для нейтрализации раствора ортофосфорной кислоты, полученной при растворении 0,49 г в 20 мл раствора.
| Дано: V р-ра(1) = 20 мл СН (Щ) = 0,2 моль/л mр.в. = 0,42г | Решение: Определим молярную концентрацию эквивалента ортофосфорной кислоты, для этого сначала определим молярную массу эквивалента Н3РО4:  |
| VЩ-? |
Определим объем раствора КОН из закона эквивалентов:
, отсюда 
Ответ: VЩ = 75 мл
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Сколько граммов сульфата натрия необходимо растворить в 650 г воды для получения 11% раствора?
2. Сколько граммов CaCl2 ·6H2O и какой объем воды необходимо взять для приготовления 700 г 6% раствора.
3. Сколько мл воды необходимо прилить к 250 мл 26% раствора гидроксида натрия (ρ=1,285 г/см3) чтобы концентрация раствора стала 3,4%?
4. Сколько граммов карбоната калия необходимо взять для приготовления 750 мл 1,5М раствора?
5. Вычислить СМ и СН 1 литра 24% раствора ортофосфорной кислоты (ρ=1,140 г/см3)
6. Смешали 600 мл 42% раствора хлорида лития (ρ=1,169 г/см3) и 1200 мл 8% раствора хлорида лития (ρ=1,044 г/см3), определите концентрацию полученного раствора.
7. Сколько мл 30% раствора хлороводородной кислоты (ρ=1,180 г/см3) потребуется для приготовления 1 л 0,8М раствора, сколько потребуется воды?
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование: колбы, мерные цилиндры, воронки, наборы ареометров, электронные весы, набор реактивов в бюксах.
1. Получите у преподавателя одну из солей для приготовления раствора- CuSO4·5H2O, NiSO4·7H2O, NiCl2·6H2O, CoSO4.·7H2O, Co(NO3)2·6H2O, CoCl2·6H2O, AlCl3·6H2O, Mg(NO3)2·6H2O.
2. Рассчитайте массу кристаллогидрата и объем воды, необходимые для приготовления 50г раствора с концентрацией безводной соли 5 % (см. решение типовых задач, пример 4. Расчет массы соли проведите с точностью до сотых. Промежуточные результаты расчета занесите в таблицу 2.3.
3. Рассчитанную навеску кристаллогидрата взвесьте на электронных весах. На весы положите листок бумаги и нажмите кнопку «zero», при этом масса листа принимается равной нулю. На листок шпателем аккуратно насыпьте необходимое количество соли. После взвешивания навеску пересыпьте в колбу.
4. В мерный цилиндр объемом 50 мл налейте необходимое количество дистиллированной воды. Верхняя часть столба жидкости расслаивается, определение объема ведут по нижнему мениску, см. рис.2.1 (риска деления должна быть касательной к самому нижнему мениску).
Рис. 2.1 Определение объёма
5. Отмеренный объем дистиллированной воды перелейте в колбу, где находится соль, и все хорошо перемешайте.
6. Полученный раствор перелейте в цилиндр и запишите получившийся объем раствора - Vэкспер. в таблицу 2.3. Почему объем раствора не равен 50 мл?
7. Определите плотность полученного раствора ареометром.
Ареометр - прибор для измерения плотности жидкостей. Действие ареометра основано на законе Архимеда - по глубине погружения ареометра (объему вытесненной жидкости) и массе ареометра можно определить плотность жидкости. Ареометр представляет собой пустотелый стеклянный поплавок, в верхней части которого находится шкала, а в нижней - груз, благодаря которому ареометр в растворе находится в вертикальном положении. Масса груза в каждом ареометре разная, т.к. ареометры используется для определения плотности разных жидкостей. Взяв один из ареометров, посмотрите цену деления шкалы см. рис.2.2.
Рис. 2.2 Ареометр
Из всего набора ареометров выбираете тот, который в растворе будет плавать таким образом, чтобы шкала деления ареометра пересекала край жидкости, а сам ареометр не касался стенок сосуда (рис. 2.3: а - правильно, б, в – неправильно).
Значение плотности раствора запишите в таблицу 2.3 в двух единицах измерения - кг/м3, г/см3.
а 
б 
в
Рис.2.3 Положение ареометра при измерении плотности:
а - правильно; б, в - неправильно.