Опыт № 3. Приготовление растворов серной кислоты молярной (С) и нормальной (Сэ) концентраций

Варианты опыта

С	С_э	С	С_э	С	С_э	С	С_э	С	С_э
0,10	0,10	0,12	0,12	0,08	0,08	0,14	0,14	0,06	0,06

1. Налейте выданную для работы серную кислоту в стеклянный цилиндр и определите ее плотность ареометром. Найдите с помощью нижеприведенной таблицы точное значение массовой доли серной кислоты*.

Плотность растворов серной кислоты при 20^оС
Массовая доля, %	Плотность, г/см³	Массовая доля, %	Плотность, г/см³
	1,038		1,095
	1,052		1,109
	1,066		1,124
	1,080		1,139

2. Рассчитайте, какие объем этой кислоты нужно взять для приготовления 100 мл раствора с концентрациями, указанными в вашем варианте.

Задание. Запишите в тетрадь расчеты и методики приготовления растворов в опытах № 1-3.

*Если для плотности, определенной с помощью ареометра, нет табличного значения массовой доли вещества, то следует провести расчет, используя табличные данные, методом линейной интерполяции согласно следующему примеру.

Пример. Плотность серной кислоты, определенная ареометром r(H₂SO₄) = 1,070 г/см³. Выбираем из таблицы плотностей растворов серной кислоты при 20°С 2 значения плотности (большее и меньшее экспериментально полученной плотности). Записываем массовые доли растворенного вещества, соответствующие этим значениям:

r(H₂SO₄) = 1,066 г/см³; w =10%

r(H₂SO₄) = 1,080 г/см³; w =12%.

Очевидно, зависимость плотности от массовой доли растворенного вещества можно представить в виде прямой, пересекающей ось ординат в точке: r = 1,000 г/см³, w = 0.

Уравнение этой прямой: r = К×w + 1, где К – тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс. Подставим в это уравнение значения r и×w для двух точек:

1,066 = 10К + 1.

1,080 = 12К + 1.

Решая эти уравнения, найдем Кср. (Кср = 0,0066).

Т.о., зависимость плотности раствора от массовой доли растворенного вещества, соответствующая интересующей нас области значений плотности может быть выражена уравнением: r = 0,0066×w + 1.

Подставим в это уравнение r(H₂SO₄) = 1,070 г/см³, и рассчитаем w.

w = (1,070 – 1)/0,0066 = 10,6%.

РАБОТА 6. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Цель работы – ознакомиться на практике с особенностями протекания ионных реакций.

Реактивы.

Соли: CH₃COONa, NH₄Cl. (кр.); AgNO₃, NaCl, CuCl₂, FeCl₃(0,5 н.).

Кислоты: HCl, CH₃COOH (0,1 н.).

Основания: NH₄OH, NaOH (0,1 н.).

Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин.

Цинк. Дистиллированная вода.

Посуда, оборудование. Пробирки, стеклянные палочки, электроплитка.

Практическая часть

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот

В одну пробирку налейте 3 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты, в другую – 3 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку опустите по одинаковому кусочку цинка. Что происходит с цинком? Поместите пробирки в стакан с горячей водой. Какой газ выделяется? С какой кислотой реакция идет более энергично?

Задание. Запишите уравнения взаимодействия цинка с кислотами в молекулярной и ионной формах. Как влияет температура на протекание реакций?

Опыт 2. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита

а) В пробирку налейте ~ 4 мл раствора уксусной кислоты и добавьте 1-2 капли индикатора метилового оранжевого*. Под влиянием каких ионов индикатор принимает розовую окраску? Разлейте содержимое пробирки на две части.

Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую добавьте немного кристаллического ацетата натрия. Пробирку встряхните несколько раз. Сравните окраску растворов в обеих пробирках.

б) В пробирку налейте ~ 4 мл раствора гидроксида аммония и добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина**. Разделите содержимое пробирки на две части. Одну пробирку оставьте для контроля, в другую добавьте немного кристаллического хлорида аммония. Хорошо встряхните несколько раз пробирку. Обратите внимание на изменение окраски фенолфталеина.

Задание.

1. Объясните изменение окраски в пробирках.

2. Что надо добавить к раствору слабой кислоты и слабого основания, чтобы сместить равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул?

Опыт 3. Ионные реакции

а) Налейте в пробирку 1 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты и прибавьте несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Подобным образом испытайте в отдельных пробирках действие нитрата серебра на растворы хлорида натрия, хлорида меди (II) и хлорида железа (III).

Задание.

1. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

2. Каким сокращенным уравнением можно выразить все четыре реакции?

б) В пробирку с 2 мл гидроксида натрия добавьте 1 - 2 капли фенолфталеина. В эту же пробирку прилейте 1-2 мл раствора соляной кислоты.

Задание.

1. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции.

2. Объясните наблюдаемые изменения цвета в пробирке.

* Метиловый оранжевый – двухцветный индикатор (красный/желтый). Окраска этого индикатора меняется в интервале рН примерно от 3,1 до 4,4. До значения рН раствора 3,1 метилоранж красный, после 4,4 – желтый. В интервале 3,1- 4,4 происходит переход окраски индикатора из красной в желтую.

** Фенолфталеин – одноцветный индикатор (бесцветный/малиновый). Меняет окраску в интервале рН = 8-10. До рН 8 фенолфталеин бесцветен, после рН 10 – малиновый. В интервале 8-10 происходит переход окраски индикатора с бесцветной в малиновую.

РАБОТА 7. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы – изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Реактивы.

Соли: CaCl₂, ZnCl₂, AlCl₃, Na₂CO₃, CH₃COONa, CH₃COONH₄(0,5 н.); Pb(NO₃)₂(конц.).

Индикаторы: фенолфталеин, лакмус.

Дистиллированная вода.

Посуда, оборудование. Пробирки, стеклянные палочки, спиртовки.

Практическая часть