Определение концентрации приготовленного раствора титрованием

1. В 2 конические колбы пипеткой Мора отобрать аликвотные объемы приготовленного раствора 5 мл, добавить немного дистиллированной воды (до толщины слоя жидкости около 5 мм) и 2−3 капли индикатора – фенолфталеина.

2. Бюретку на 25 мл наполнить титрованным раствором едкого натра. Кончик бюретки должен быть заполнен раствором, а уровень жидкости доведен точно до нулевого деления. Затем медленно, по каплям, добавлять раствор щелочи из бюретки к аликвоте кислоты, непрерывно перемешивая раствор в конической колбе.

3. Эквивалентную точку определить по переходу окраски фенолфталеина от бесцветной к малиновой, сохраняющейся при перемешивании в течение 30 с.

4. Титрование повторить 2−3 раза, измеренные эквивалентные объемы щелочи усреднить.

Протокол лабораторной работы

1. Заданная преподавателем концентрация соляной кислоты .

2. Расчет объема соляной кислоты, необходимого для приготовления 100 мл раствора кислоты заданной концентрации.

3. Объем аликвоты соляной кислоты, взятый для титрования, V_a = ……., мл.

4. Концентрация раствора щелочи C_NaOH = …….., экв/л.

5. Объем щелочи, пошедший на титрование пробы соляной кислоты:

V_{NaOH, 1} = …………., мл;

V_NaOH,2 = …………., мл;

V_NaOH,ср = …………, мл.

Обработка результатов эксперимента

Рассчитать концентрацию соляной кислоты по результатам титрования

и определить отклонение от заданного значения концентрации соляной кислоты

.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Ход эксперимента.

4. Результаты эксперимента согласно протоколу лабораторной работы.

5. Обработка результатов эксперимента.

6. Выводы.

Лабораторная работа № 7. Исследование реакций в растворах электролитов

Цель работы: Ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.

Общие сведения

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Количественно способность электролита распадаться на ионы характеризуют степенью диссоциации:

a = n/n₀,

где n – число продиссоциированных молей; n₀ – исходное число молей электролита.

Процесс диссоциации обратимый, он приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Вещество АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению:

АВ = А⁺ + В⁻

При постоянной температуре отношение произведения концентраций ионов и недиссоциированных молекул вещества постоянно и называется константой диссоциации:

,

где [А⁺], [В^-], [АВ] – концентрации ионов и молекул электролита в растворе, моль/л или моль/кг.

По степени и величине константы диссоциации все электролиты принято условно делить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью, слабые - частично. Закон действующих масс справедлив лишь для слабых электролитов.

К сильным электролитам относят:

· Кислоты: азотную HNO₃, серную H₂SO₄, соляную HCl, бромисто- и йодистоводородные HBr и HI, хлорную HClO₄.

· Гидроксиды щелочных металлов, стронция и бария.

· Соли.

Остальные электролиты являются слабыми. Мало диссоциированными соединениями являются также комплексные ионы в растворе. Константы их диссоциации даны в справочниках.

Правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов.

· Сильные электролиты записывают в диссоциированной форме, в виде отдельных составляющих их ионов.

· Слабые электролиты, сложные ионы, в том числе и комплексные, а также малорастворимые соединения и газы записывают в молекулярной, недиссоциированной форме.

· Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения сокращают, подобно правилам алгебры.

· Отсюда вытекают условия протекания реакций в растворах электролитов.

· Образование или растворение малорастворимого соединения, выпадающего в осадок. Растворимость соединений определяют по таблицам растворимости.

· Образование или разрушение мало диссоциированного соединения, иона или комплекса.

· Выделение или растворение газа.

Примеры написания уравнений реакций.

а) CaCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl$ + Ca(NO₃)₂

Ag⁺ + Cl^- = 2AgCl

б) 2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

Выполнение работы

Опыт 1. Образование малорастворимых оснований.В одну пробирку налить 3−5 капель раствора соли железа (III), в другую – столько же раствора соли меди (II), в третью – раствора соли никеля (II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта.

К какому классу относятся полученные осадки гидроксидов металлов? Будут ли эти осадки растворяться в избытке щелочи? Являются ли полученные гидроксиды сильными основаниями?

Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований.К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения.

Что происходит при растворении гидроксидов металлов в кислоте? Какое новое мало диссоциированное соединение при этом образуется?

Опыт 3. Образование малорастворимых солей. A. В две пробирки налить по 3−5 капель раствора нитрата свинца (II) и прибавить в одну пробирку несколько капель йодида калия, в другую – хлорида бария.

Ион какого металла образует осадки с ионами хлора и иода? Присутствие какого иона в составе соединения дает окраску иодида свинца? При помощи таблицы произведений растворимости определить, какой из образующихся осадков является менее растворимым.

Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков.

Какое вещество образуется в качестве осадка? Какой у него цвет? Будет ли протекать аналогичная реакция, например, с сульфатом железа (III)?

Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов. А.В две пробирки внести по 5 капель раствора соли цинка и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра.

Б. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли алюминия и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра.

В. В две пробирки внести по 5 капель раствора соли хрома (III) и несколько капель раствора едкого натра до образования осадка гидроксида хрома (III). Растворить полученные осадки в одной пробирке в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке раствора едкого натра.

Какой из изученных гидроксидов металлов обладает более кислыми, а какой более основными свойствами? Расположить гидроксиды металлов в ряд по возрастанию их кислых свойств. Ответ обосновать строением атома элемента и его положением в периодической системе элементов.

Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений.В пробирку внести 3−5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора едкого натра. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции.

Опыт 6. Образование комплексов.В пробирку налить 5−7 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить раствор аммиака до растворения образующегося осадка основной соли меди. Обратите внимание на окраску растворимого амминокомплекса меди.

Опыт 7. Образование газов. Внесите в одну пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора сульфида натрия. В обе пробирки добавьте по несколько капель серной кислоты. Обратите внимание на выделение газов и их запах.

Опыт 8. Характер диссоциации гидроксидов. Пронумеровать 5 пробирок и внести по 4−5 капель растворов: в первую пробирку соли магния, во вторую соли алюминия, в третью силиката натрия, в четвертую соли никеля, в пятую соли цинка. Прибавить в пробирки 1, 2, 4, 5 по несколько капель (до начала выпадения осадков гидроксидов) раствор щелочи, в пробирку 3 − раствор соляной кислоты. Определить химический характер гидроксидов. Для этого половину суспензии гидроксида магния отлить в чистую пробирку и прибавить к ней 4−5 капель раствора НС1, к оставшейся части в первой пробирке добавить дополнительно 6−8 капель раствора щелочи.

В обоих ли случаях растворился осадок? Кислотными, основными или амфотерными свойствами обладает Mg(OH)₂? Аналогичным образом исследовать свойства гидроксидов алюминия, кремния, никеля (II) и цинка. В чем они растворяются? Каковы их химические свойства?