Приготовление 0,1 М раствора НСl

Налейте в стеклянный цилиндр соляную кислоту (10…15%-ной концентрации) и определите ее плотность ареометром. По таблице (см.приложение, таблица 3) найдите точный массовый % кислоты. Рассчитайте, какой объем этой кислоты нужно взять для приготовления 100 мл 0,1 М раствора. Отмерьте мерным цилиндром рассчитанный объем кислоты. В мерную колбу емкостью 100мл поместите 50мл дистиллированной воды и через воронку прилейте при перемешивании кислоту. Воронку уберите, предварительно сполоснув ее водой, а в колбу добавьте дистиллированную воду, доведя уровень жидкости до метки. Закройте колбу пробкой и перемешайте полученный раствор. Запишите расчеты в лабораторный журнал.

Опыт № 3

Определение концентрации щелочи методом титрования

Титрование — это процесс постепенного прибавления одного раствора известной концентрации к другому раствору, концентрацию которого нужно определить, до окончания реакции. Момент окончания реакции, так называемую точку эквивалентности, фиксируют при помощи особых реактивов, называемых индикаторами. Индикаторы — органические вещества, окраска которых меняется в зависимости от концентрации катионов водорода [Н⁺]. Наиболее распространенные индикаторы — метиловый оранжевый, фенолфталеин, лакмус.

В таблице 1 дана характеристика некоторых индикаторов.

Таблица 1.

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый	розовый	оранжевый	желтый
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус	красный	фиолетовый	синий

 

Установите бюретку вертикально в зажиме штатива и промойте ее несколькими миллилитрами 0,1 н. раствора соляной кислоты. Через воронку налейте в бюретку несколько выше нулевого деления 0,1 н. раствор НСl, а затем доведите уровень жидкости до нуля (отсчет вести по нижнему уровню мениска). В коническую колбу емкостью 100 мл отберите пипеткой (цилиндром) 10 мл раствора NаОН и прибавьте 2-3 капли индикатора метилоранжа (раствор окрасится в желтый цвет). Проведите титрование. Для этого небольшими порциями (2-3 капли) приливайте кислоту к щелочи из бюретки, перемешивая раствор легкими круговыми движениями. Как только окраска изменится на оранжевую, титрование прекратите и произведите отсчет израсходованной кислоты. Повторите титрование еще 2 раза, но более точно. Для этого последние порции кислоты следует прибавлять по каплям. Резкое изменение окраски метилового оранжевого от одной капли кислоты является показателем окончания реакции.

Определите объем израсходованной кислоты и рассчитайте среднее значение. Расхождение между результатами титрований не должно превышать 0,5 мл.

Перед каждым титрованием необходимо устанавливать уровень жидкости в бюретке на ноль, а коническую колбу помыть и ополоснуть дистиллированной водой.

В лабораторном журнале напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде и занесите все данные в таблицу2.

Форма записи результатов опыта

Таблица 2.

№ п/п	Объем раствора NaOH, взятый на титрование, мл	Объем 0,1 н. раствора НСl, пошедший на титрование, мл
1.	10
2.	10
3.	10
Среднее значение V =

 

По среднему результату рассчитайте нормальную концентрацию NaOH, используя закон эквивалентов для растворов.

Контрольные вопросы

1. Что называется раствором? Из каких компонентов он состоит?

2. Что называется растворимостью? Как она выражается?

3. Какие растворы называются насыщенными, ненасыщенными, пересыщенными?

4. Что называется концентрацией раствора?

5. Какая концентрация называется процентной?

6. Какая концентрация называется молярной? Моляльной? В чем их различие? Как они обозначаются?

7. Какая концентрация называется нормальной? Как она обозначается?

8. Что называется титрованием? Титром?

9. Какое математическое выражение имеет закон эквивалентов для случая взаимодействия раствор — раствор?

Лабораторная работа № 7

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретическая часть

Водные растворы солей имеют различные значения “pH”, т.е. показывают различную реакцию среды – кислую, щелочную или нейтральную. Например, водный раствор AlCl₃ – кислая среда (pH<7), раствор карбоната натрия Na₂CO₃ – щелочная среда (pH>7), раствор NaCl – нейтральная среда (pH=7).

    Все эти соли не содержат в своём составе ионов водорода Н⁺ или гидроксид-ионов ОН^-, которые определяют реакцию среды. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей?

    Это объясняется тем, что в водных растворах многие соли подвергаются гидролизу. Слово «гидролиз» означает «разложение водой».

Гидролиз – это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, сопровождающееся изменением концентраций последних, и в результате которого образуются слабые электролиты (малодиссциирующие соединения).

    При этом химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо:

Н₂О→Н⁺ + ОН^-

    Поэтому в водном растворе соли появляется избыток или свободных ионов Н⁺, или ОН^- , и раствор соли показывает либо кислую, либо щелочную реакцию.

    Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль КСN образована слабой кислотой НСN и сильным основанием КОН:

HCN+KOH=KCN+H₂O

    В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания все соли можно разделить на четыре типа:

 

Кислоты   Основания	Сильные	Слабые
Сильные	NaCl	CH3COONa
Слабые	NH4Cl	CH3COONH4

 

1. Соль сильной кислоты и сильного основания.

    В таких солях, например NaCl, ионы Na⁺ и Cl^- не соединяются с молекулами воды:

NaCl+H₂O≠

Поэтому равновесие системы:

H₂O↔H⁺+OH^-

не нарушается, т.е. раствор соли остаётся нейтральным

(pH=7), [Н⁺]=[ОН^-]

    Допустим, что при взаимодействии NaCl с водой происходила бы реакция гидролиза с образованием кислоты и основания:

NaCl+H₂O↔NaOH+HCl

    Запишем уравнение в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующем соединением в этой системе является вода:

Na⁺+Cl^-+H₂O↔Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-

    После сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения остаётся уравнение диссоциации воды: Н₂О↔Н⁺+ОН^-

    Как видим, в системе нет избыточных Н⁺ и ОН^- по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Значит, никакого разлагающего действия на NaCl вода не оказала.

Следовательно, соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются, т.к. катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды, поэтому реакция растворов этих солей остаётся практически нейтральной (рН=7).

2. Соль слабой кислоты и сильного основания.

 

СН₃СООNa+H₂O↔CH₃COOH+NaOH

CH₃COO^-+Na⁺+H₂O↔CH₃COOH+Na⁺+OH^-

или: CH₃COO^-+H₂O↔CH₃COOH+OH^-

    Уравнение показывает, что гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается высвобождением ионов OH^-. Но поскольку ионное произведение воды [Н⁺]∙[OH^-] – величина постоянная, то накопление ионов ОН^- приводит к уменьшению концентрации ионов Н⁺, т.е. [ОН^-]>[ Н⁺]

    Значит, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию (рН>7).

3. Соль сильной кислоты и слабого основания.

    Здесь гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается высвобождением водородных ионов Н⁺:

NH₄Cl+H₂O↔NH₄OH+HCl

NH₄⁺+Cl^-+H_2­O↔NH₄OH+H⁺+Cl^-

NH₄⁺+H₂O↔NH₄OH+H⁺

    Накопление ионов Н⁺ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН^-, т.е. [Н⁺]>[OH^-]

    Значит, растворы солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, имеют кислую реакцию (рН<7).

4. Соль слабой кислоты и слабого основания.

    Соли этого типа подвергаются гидролизу сравнительно легко:

CH₃COOH₄+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^-+NH₄⁺+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH

    Здесь реакция и “рН” среды зависят от относительной силы образующихся основания и кислоты.

Если К_{д кислоты} >К_{д основания}, то раствор имеет слабокислую реакцию.  

Если К_{д кислоты} <К_{д основания}, то реакция слабощелочная.

5. Полный гидролиз солей.

Полному гидролизу солей подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты, если образовавшая их кислота непрочна (как H₂CO₃) или летуча (H₂S):

 - оба образующиеся вещества выводятся из сферы реакции.

 

Степень гидролиза ( h ).

В случаях, когда гидролизу подвергается не всё количество соли, а только часть его, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием.

Равновесное состояние системы при гидролизе характеризуется степенью гидролиза ( h ), которая показывает, какая часть от общего числа молей растворенной соли подверглась гидролизу.

 

^.

Степень гидролиза зависит:

1.От химической природы соли:

Чем слабее кислота и основание, ее образующие, тем полнее сдвинуто равновесие гидролиза вправо, и следовательно, тем больше степень гидролиза.

2.От температуры:

При повышении температуры усиливается диссоциация воды (см. выше), т.е. увеличивается концентрация ионов H⁺ и OH⁻, значит, увеличивается ионное произведение воды. Поэтому с повышением температуры степень гидролиза возрастает.

3. От концентрации раствора соли:

При уменьшении концентрации, т.е. разбавлении раствора, степень гидролиза увеличивается.

Практический вывод: Для усиления гидролиза нужно работать с разбавленными растворами при повышенной температуре.

Экспериментальная часть

Цель работы: Изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе.

Опыт № 1

---

Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 294; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!