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.

Таблица 1.

Плотность водного раствора соляной кислоты при 20°С.

Плотность,	Концентрация HCl
г/см3	%	моль/л
1,010	2,364	0,6547
1,020	4,388	1,227
1,030	6,433	1,817
1,040	8,49	2,421
1,050	10,52	3,029
1,060	12,51	3,638
1,070	14,50	4,253
1,080	16,47	4,878
1,090	18,43	5,509
1,100	20,39	6,150
1,110	22,33	6,796
1,120	24,26	7,449
1,130	26,20	8,118
1,140	28,18	8,809
1,150	30,14	9,505
1,160	32,14	10,22
1,170	34,18	10,97
1,180	36,23	11,73

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 № 5. 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 конечных и исходных веществ 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

Контрольные вопросы

1. Что называется процессом электролитической диссоциации?

2. Что такое степень диссоциации?

3. Как диссоциируют сильные электролиты?

4. Какие формы вещества содержатся в растворе слабого электролита?

5. Какие кислоты и основания относят к сильным электролитам?

6. Каковы основные правила написания молекулярно-ионных уравнений реакций в растворах электролитов?

7. Каковы условия протекания реакций в растворах электролитов?

8. Почему при составлении ионного уравнения осадки записывают в молекулярной форме?

9. Как диссоциируют комплексные соединения?

10. Что такое константа диссоциации?

Оборудование и реактивы

В лаборатории: Песчаная баня – 1 шт. В штативе: хлорид железа (III), сульфат меди (II), сульфат никеля (II), нитрат свинца (II), иодид калия, хлорид бария, сульфат натрия, сульфат хрома (III), сульфат цинка, сульфат алюминия, хлорид аммония, карбонат натрия, сульфат магния, ацетат натрия, гидроксид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид аммония - растворы концентрацией 5 %; метиоранж. В вытяжном шкафу: соляная кислота – раствор концентрацией 15 %; гидроксид натрия, гидроксид калия – 6 н. растворы; гидроксид аммония – концентрированный раствор; сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %; уксусная кислота – 2 н. раствор. Получать в лаборантской: пробирки – 5 шт., стеклянные палочки для перемешивания, силикат натрия – раствор концентрацией 5 %, фенолфталеин.

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.

При проведении опыта отметить количество капель щелочи, необходимое для образования осадка гидроксида металла; легкость растворения полученного осадка в кислоте; количество капель и относительную скорость растворения гидроксида металла в щелочи.

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?