Определение концентрации приготовленных растворов кислот

методом титрования

Для точного определения концентрации растворов применяют метод титрования: к исследуемому раствору кислоты добавляют раствор щелочи точно известной концентрации (титрованный раствор) до нейтрализации, момент нейтрализации устанавливают по изменению окраски индикатора (фенолфталеин, метилрот, метилоранж).

Бюретка заполняется сначала титрованным раствором выше нулевого деления, а затем жидкость спускается до деления, принятого за начало отсчета.

В две конические колбы емкостью 100 мл отмерить пипеткой по 10 мл приготовленных растворов кислот, прилить 2—3 капли фенолфталеина и произвести титрование.

Приливать щелочь к кислоте следует небольшими порциями, непрерывно помешивая раствор, для чего колбу нужно держать за горло пальцами правой, а зажим бюретки открывать левой рукой. Конец титрования определяется по появлению едва заметной, не исчезающей в течение 30 с, малиновой окраски (фенолфталеин). Отметить показание бюретки с точностью до 0,05 мл и добавить еще одну каплю раствора щелочи. Появление вполне заметной окраски раствора указывает, что последняя капля оказалась избыточной.

Снова заполнить бюретку раствором щелочи до нулевого деления и повторить титрование кислоты, находящейся во второй колбе. Допустимое расхождение между двумя измерениями — 0,05 мл.

По полученным данным рассчитать нормальность приготовленной кислоты, зная, что

Сн_кисV_кис = Сн_щелV_щел.

Написать уравнение реакции нейтрализации в молекулярной и сокращенной ионной формах.

Форма записи наблюдений:

Название кислоты

Номер опыта

Объем раствора кислоты, мл

Объем раствора щелочи, мл

Концентрация щелочи, н.

Концентрация кислоты, н.

Упражнение

Задача 1. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?

Задача 2. Какую массу 5% раствора сульфата меди и медного купороса CuSO₄·5H₂O необходимо взять для получения 400 г 10% раствора сульфата меди?

Задача 3. Найдите массовую долю этанола в водном растворе спирта, в котором содержание кислорода как элемента составляет 50%.

Задача 4. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?

Лабораторная работа №9

Электролитическая диссоциация (протолиз) [3-6]

Теоретическая часть

А в т о п р о т о л и з в о д ы

Протонная теория Теория Аррениуса

Автопротолиз воды: H₂O + H₂O

H₃O⁺ + OH^- Константа равновесия автопротолиза: [ H ₃ O ⁺ ][ОН^-] Кс = [H₂O]² K_S(H₂O) = [H₃O⁺][OH^-]=10^–14 моль²/л², [H₂O] = 55,6 моль/л. K_C = (10^–14 моль²/л²) / ( 55,6 моль/л)² = 3,23^.10^–¹⁸

Диссоциации воды: H₂O

H⁺ + OH^– Константа равновесия диссоциации воды: [Н⁺][ОН^-] Кс = [H₂O] Ионное произведение воды K₍_H₂_O₎ = Кс ^.[H₂O]: K₍_H₂_O₎ = К_w = [H⁺][OH^–] =10^–14 моль²/л² [H₂O] = 55,6 моль/л. K_C = (10^–14 моль²/л²)/ 55,6 моль/л = 1,80^.10^–16 моль/л

Протолиз азотистой кислоты

Протонная теория

Теория Аррениуса

Протолиз азотистой кислоты: HNO₂ + H₂O

H₃O⁺ + NO₂^– Константа протолиза: [Н₃О⁺][ NO ₂ ^- ] К_с = [HNO₂][H₂O] Константа кислотности: K_K(HNO₂) = K_C^.[H₂O] = [Н₃О⁺][ NO ₂ ^- ] = [HNO₂]

Электролитическая диссоциация азотистой кислоты: HNO₂

H⁺ + NO₂^– Константа диссоциации: [Н⁺][ NO ₂ ^- ] К с = [HNO₂] Константа равновесия K_C в этом случае называется константой диссоциации К_д и равна константе кислотности К_к в протолитической теории. K_к = K_C

Протолиз аммиака

Протонная теория

Теория Аррениуса

Протолиз аммиака:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

Константа равновесия протолиза:

[H₂O] const

Константа основности:

K_O(NH₃) = K_C^.[H₂O] = [NH₄⁺][OH^-]

[NH₃] =

1,74^.10^–5 моль/л

Электролитическая диссоциация:

NH₃^.H₂O NH₄⁺ + OH^–

Константа электролитической диссоциации:

Константа равновесия K_C и в этом случае называется константой диссоциации К_ди равна константе основности: K_C =К_о

Kс = 1,74^.10–5 моль/л

С позиции протолитической теории кислоты представляют собой частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве донора протонов, основания – частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве акцептора протонов.

Вода является амфолитом, т.е. может быть как акцептором, так и донором протонов. Для таких веществ характерен процесс автопротолиза:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + ОН^-

HCO₃^- + HCO₃^- ↔ CO₃^2- + CO₂+ H₂O

Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные донорные свойства, чем молекулы воды, то ион гидроксония H₃O⁺ образуется за счет присоединения молекулами воды протона:

H₂S + H₂O ↔ HS^-+ H₃O⁺

НSO₄^-+ H₂O ↔ SO₄^2-+ H₃O⁺

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺

HS^-+ H₂O ↔ S^2-+ H₃O⁺

HNO₂+ H₂O ↔ NO₂^-+ H₃O⁺

В этих реакциях вода выступает как основание.

Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные акцепторные свойства, чем молекулы воды, то гидроксид-ионы OH^- образуются за счет присоединения частицами растворенного вещества протона от молекул воды:

PO₄^3- + H₂O ↔ HPO₄^2- + ОН^-

[Al(H₂O)₅ОН]²⁺+ H₂O ↔ [Al (H₂O)₆]³⁺ + ОН^-

Во всех этих реакциях вода ведет себя как кислота.

Если в растворе находятся частицы, которые проявляют одновременно более сильные донорные и акцепторные свойства, чем молекулы воды, то доминирующей будет реакция между этими частицами:

H₂S + NH₃↔ NH₄⁺+ HS^-,

2NH₄⁺+ S^2-↔ 2NH₃ + H₂S

Гидратированные ионы металлов, которым соответствуют слабые основания (Fe(OН)₂, Cu(OН)₂) и т.д., проявляют свойства слабых кислот, т.е. являются протолитами, например, [Fe(H₂O)₄]²⁺, [Cu(H₂O)₄]²⁺ и т.д. Видимо, действие катиона в итоге сводится к усилению процесса автопротолиза воды и прочному связыванию образующихся при этом гидроксид-ионов ОН^-:

[Fe(H₂O)₄]²⁺+ H₂O ↔ [Fe(H₂O)₃ОН]⁺+ H₃O⁺

Заметим, что чем меньше радиус и больше заряд иона металла, тем сильнее акваион проявляет кислотные свойства.

Диссоциация также является частным случаем протолиза:

H₃PO₄+ H₂O ↔ H₂PO₄^-+ H₃O⁺

H₂PO₄^-+ H₂O ↔ HPO₄^2-+ H₃O⁺

HPO₄^2-+ H₂O ↔ PO₄^3-+ H₃O⁺

H₃PO₄+ 3H₂O ↔ PO₄^3-+ 3H₃O⁺

Приведенное суммарное уравнение реакции протолиза представляет не действительное течение процесса, а лишь возможный ход протолиза.

Как видно, в первой стадии протолиза образуется сильная кислота H₃O⁺, которая смещает сильно состояние равновесия влево, в сторону образования более слабой кислоты H₃PO₄. Реализация второй стадии связано с тем, что частицы H₂PO₄^-способны отдавать протоны, проявляя свойства кислоты. Но это возможно только в нейтральной или щелочной средах. В данном случае в результате протекании первой стадии протолиза среда становится кислой, из-за образования сильной кислоты H₃O⁺. В такой среде ионы H₂PO₄^-могут проявлять только свойства оснований, присоединяя протоны. Таким образом, последующие стадии протолиза практически не реализуются.

Амфолитами являются частицы HPO₄^2-:

HPO₄^2-+ H₂O ↔ H₂PO₄^-+ ОН^- (1)

HPO₄^2-+ H₂O ↔ PO₄^3-+ H₃O⁺ (2)

Реакция (2) подавлена (в продуктах реакции присутствуют сильные кислота и основание) доминирующей реакцией (1). Но фосфат-ионы могут образоваться в растворе по третьей реакции в щелочной среде при избытке частиц HPO₄^2-.

HPO₄^2-+ ОН^- ↔ PO₄^3-+ H₂O (3)

Амфолитами являются также частицы H₂PO₄^-:

H₂PO₄^-+ H₂O ↔ H₃PO₄+ ОН^- ( 1)

H₂PO₄^-+ H₂O ↔ НPO₄^2-+ H₃O⁺ (2)

Здесь реакция (2) доминирует, так как HPO₄^2-- слабая кислота, а H₃PO₄– кислота средней силы.

Экспериментальная часть

Электропроводность растворов. Налить в 4 стакана емкостью 100 мл по 50 мл 0,1 н водных и спиртовых растворов гидроксида калия и нитрата калия.

Используя стационарную установку для определения электропроводности, проверить, являются ли взятые растворы проводниками электрического тока, для чего опустить угольные электроды в стакан с раствором и наблюдать показание амперметра. Необходимо следить, чтобы электроды всегда спускались на одинаковую глубину. При перенесении электродов из одного раствора в другой следует промывать их дистиллированной водой.

Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового растворов одного и того же вещества при одинаковой их концентрации?

Электропроводность растворов кислот. Налить в три сухих стаканчика приготовленные растворы кислот и проверить, проводят ли они электричес-кий ток. Записать показания амперметра. На основании проведенных опытов расположить кислоты в ряд по их активности.

Электропроводность водных растворов аммиака и щелочей. Проверить электропроводность 1 н. растворов едкого натра, едкого кали и аммиака. Записать показания амперметра. Расположить изученные щелочи в ряд по их активности.

Сравнение силы кислот и оснований

Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Налить в пробирки по 2—3 мл 1 н. растворов хлористоводородной и уксусной кислот, гидроксида натрия и водного раствора аммиака. Прилить в каждую из пробирок по 1-2 капли раствора фенолфталеина и наблюдать, меняется ли окраска раствора. Проделать аналогичные опыты с другими индикаторами: лакмус, метилоранж Наблюдения записать в следующем виде:

Испытуемое вещество	Название индикатора	Цвет раствора или индикатора

Действие кислот одинаковой нормальности на металл. Налить в три пробирки по 10 мл 1 н. растворов хлороводородной, серной и уксусной кислот. Взять три одинаковых кусочка магния массой не более 0,2 г или одинаковое по массе количество основного карбоната меди (не более 0,2 г) и одновременно внести в пробирки с кислотами. Заметить, в какой кислоте магний растворяется быстрее. Объяснить, почему.

Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 257; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 3 4 5 6 789 10 11 12 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!