Требования безопасности труда
Федеральное агенство образования и науки Российской Федерации
Саратовский государственный технический университет
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
ХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА,
ЭКВИВАЛЕНТНОЙ И АТОМНОЙ
МАССЫ МЕТАЛЛА
Методические указания
к выполнению лабораторной работы
по общей химии
для студентов всех специальностей
Одобрено редакционно-издательским советом Саратовского государственного технического университета
Саратов
Цель работы:
1. Ознакомить студентов с основными химическими законами и единицами массы.
2. С помощью математической обработки полученных студентами экспериментальных данных сделать вывод о названии металла, данного для работы и его положении в периодической таблице Д.И.Менделеева.
Основные понятия
Вспомним основные частицы вещества.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами и состоящая из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств.
Простейшим примером может служить молекула хлористого водорода (HCl). Водород и хлор, вступая в реакцию, теряют свои свойства, характерные для газообразных Н2 и Cl2, поэтому считается, что в состав хлористого водорода входят элементы: водород и хлор. В молекуле данного соединения на один атом элемента водорода приходится один атом элемента хлора.
|
|
|
Масса атомов и молекул выражается в относительных атомных единицах массы (а.е.м.), принятых в 1961 г. За одну относительную атомную единицу массы принимается 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С. Таким образом, масса атома или молекулы любого вещества представляется относительной величиной, показывающей, во сколько раз масса данного атома (молекулы) тяжелее выбранной атомной единицы массы.Относительную атомную массу обозначают А r. Например,
Аr(О) = 16, А r(C) = 12.
Аналогично относительную молекулярную массу веществ обозначают Мr , например, М r(Н2О) = 2А r(Н) + А r(О) = 2 + 16 =18.
А r и М r – величины, которые не имеют единиц измерения.
При решении задач и в расчетах по уравнениям реакций гораздо чаще пользуются понятием «моль».
Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 граммах изотопа углерода 12C.
В одном моле любого вещества содержится совершенно одинаковое количество структурных единиц. Это число называют числом Авогадро и принимают его значение равным 6,02∙1023.
|
|
|
Применяя слово «моль», необходимо в каждом случае точно указывать, какие единицы входят в данное вещество. Существуют понятия «моль атомов», «моль молекул» и т.д. Масса одного моля взятого вещества называется его молярной массой. Она выражается в г/моль.
Числовое значение молярной массы вещества в г/моль равно относительной молекулярной массе Mr, если вещество состоит из молекул, или относительной атомной массе Ar, если вещество состоит из атомов. Например, молярная масса атомарного кислорода равна – 16 г/моль, молекулярного кислорода – 32 г/моль.
Часто в химических расчетах используется понятие эквивалента.
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется без остатка с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.
Например, в соединениях HCl, H2S и NH3 эквивалент элементов хлора, серы и азота соответственно равен 1 моль, 1/2 моль и 1/3 моль. Масса одного эквивалента называется его эквивалентной массой или молярной массой эквивалента. Выражается в г/моль.
Так, в приведенном примере эквивалентные массы хлора, серы и азота легко подсчитать, используя молярные массы атомов этих элементов, они соответственно равны:
|
|
|
mэ(Cl) = 35,5 г/моль; mэ(S) = 32:2 = 16 г/моль; mэ(N) = 14:3 = 4,7 г/моль.
Из разобранных примеров видно, что эквивалентная масса элемента находится из соотношения:
Эквивалентная масса 
, или 
.
Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.
1. Эквивалентная масса оксида складывается из значений эквивалентных масс, составляющих оксид элементов.
Примеры: а) ZnO: эквивалентные массы металла и кислорода соответственно равны половине молярных масс атомов:
г/моль, 
г/моль,
г/моль.
б) SO3. Валентность серы в оксиде равна 6, следовательно,
г/моль;
г/моль.
2. Эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты (число атомов водорода в молекуле кислоты).
Примеры: а) HNO3. Молярная масса – 63 г/моль. Кислота одноосновная, следовательно, эквивалентная масса равна: 63:1 = 63 г/моль.
б) H3PO4. Молярная масса равна 98 г/моль. Основность равна 3.
г/моль
3. Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание.
|
|
|
Пример: Mg(OH)2. Молярная масса его – 58 г/моль. Эквивалентная масса равна: 58 : 2 = 29 г/моль.
4. Эквивалентная масса соли равна отношению ее молярной массы к произведению валентности металла на число его атомов в молекуле.
Примеры: а) Na2CO3. Молярная масса соли 106 г/моль. Валентность металла 1, число его атомов 2. Эквивалентная масса Na2CO3:
г/моль.
б) Al2(SO4)3 Молярная масса – 342 г/моль:
г/моль.
5. Эквиваленты одних и тех же сложных веществ и их эквивалентные массы могут иметь различные значения, если их рассматривать не как отдельные вещества, а составные части химических реакций, в которых они участвуют.
Так, в примерах: эквивалент H2CO3 и его масса зависят от количества атомов водорода, участвующих в реакции, и соответственно равны:
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O;
г/моль , 
моль.
H2CO3 + NaOH = NaHСO3 + H2O;
г/моль, Э(Н2СО3) = 1 моль.
В реакциях Cr(OH)3 с соляной кислотой на кислотный остаток было замещено различное число гидроксидных групп. Поэтому эквивалент и его масса будут различаться.
Cr(OH)3 + 2HCl = CrOHCl2 + 2H2O;
г/моль, 
моль.
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O;
моль/л, 
моль.
Известно несколько способов определения эквивалента.
I. Прямое или непосредственное определение эквивалента из соединения элементов с водородом или кислородом.
Пример 1. Рассчитать эквивалент железа в его оксиде FeO.
Эквивалент кислорода по определению равен 1/2 моля атомов, эквивалентная масса кислорода равна: 16 : 2 = 8 г/моль. В данном соединении на ½ моля атомов кислорода приходится столько же, т.е. 1/2 моля атомов железа. Следовательно, эквивалент железа в данном оксиде равен ½ моля, а его эквивалентная масса: 56 : 2 = 28 г/моль.
II. Определение эквивалента с помощью закона эквивалентов.
Закон эквивалентов (эквивалентных масс), предложенный в 1803-1814 гг. Дальтоном и Рихтером: Элементы и вещества соединяются друг с другом, а также замещают друг друга в химических реакциях в строго определенных весовых количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.
Математическая запись закона такова:
 ,
| (1) |
где m1 и m2 – массы взаимодействующих элементов или веществ, г;
mЭ1 и mЭ2 – соответственно эквивалентные массы этих веществ,
г/моль.
Пример 2. Определить эквивалентную и молярную массы трехвалентного металла, зная, что 0,52 г его при окислении образуют 0,98 г оксида.
Решение: В соответствии с законом эквивалентов
.
Массу кислорода определим по разности масс оксида и металла:
mO = 0,98 – 0,52 = 0,46 г.
Эквивалентная масса кислорода известна, она равна 8 г/моль.
Тогда
г/моль.
Т.к. валентность металла равна 3, то его молярная масса
A = mэ(Me) · В = 9,0 · 3 = 27 г/моль.
Пример 3. Вычислите эквивалентную массу металла, если в его хлориде массовая доля хлора 79,78 %, эквивалентная масса хлора 53,45 г/моль.
Решение: Массовая доля w металла в хлориде равна:
w = 100 - 79,78 = 20,22 %.
Согласно закону эквивалентов отношение массы металла и массы хлора в соединении (20,22 : 79,78) должно быть равно отношению их эквивалентных масс:
.
Отсюда 
г/моль.
Пример 4. Определите молярную массу двухвалентного металла, если 14,2 г оксида этого металла образуют 30,2 г сульфата металла.
Решение: Эквивалентная масса оксида металла равна:
mэ(MeO) = mэ(Me) + mэ(O) = mэ(Me) + 8.
Эквивалентная масса сульфата металла равна:
.
Согласно закону эквивалентов
;
mэ(Me) = 27,5 г/моль.
Т.к. валентность металла равна 2, то его молярная масса равна:
A = 27,5 · 2 = 55 г/моль.
III. Если в химической реакции одно из участвующих веществ находится в газообразном состоянии, то запись закона эквивалентов выражается формулой:
 ,
| (2) |
где m(Me) и mэ(Me) – соответственно масса металла и его эквивалентная
масса;
V и Vэ – объем вступившего в реакцию газа и объем эквивалентной
массы этого газа.
Для расчета объемов реагирующих газов необходимо знание закона Авогадро и его следствий.
Закон Авогадро (1911): В равных объемах различных газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. Один моль любого газа при нормальных условиях (н.у. -температура 0 ºС и давление 760 мм рт.ст.) занимает один и тот же объем, равный 22,4 литра. Этот объем называют – молярным объемом газа: Vm = 22,4 л/моль.
2. Один моль любого газа содержит одно и то же число молекул, а именно 6,02 · 1023.
3. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных (M) или относительных молекулярных масс:
.
На основании этих следствий можно проводить различные расчеты:
,
где ν – количество моль вещества.
Пример 5. Рассчитать массу 3 л хлора, взятого при н.у.
Решение: Т.к. молярная масса хлора (Cl2) равна 35,5 ∙ 2 = 71 г/моль, то из пропорции легко найти массу искомого объема:
;
г.
Пример 6. Сколько молей и сколько молекул содержится в 2,2 г углекислого газа? Какой объем они занимают при н.у.?
Решение: Т.к. молярная масса углекислого газа (СО2) равна 44 г/моль, то
; 
моль.
; 
молекул.
Найдем объем газа при н.у.:
; 
л.
Пример 7. Определите массу молекулы газа, если масса 2 л газа (н.у.) равна 0,357 г.
Решение: Исходя из молярного объема газа определим молярную массу газа:
; 
г/моль
Число молекул в 1 моль любого вещества равно постоянной Авогадро. Следовательно, масса молекул газа m равна:
г.
Первое следствие из закона Авогадро позволяет рассчитать объемы эквивалентных масс различных газов.
Так, если эквивалентная масса водорода равна 1,008 г/моль, то её объем равен:
;
л/моль.
Подобным образом находится объем эквивалентной массы О2, который оказывается равным:
л/моль.
Пример 8. При растворении 0,506 г металла в серной кислоте выделилось 100,8 мл водорода, измеренного при н.у. Определить эквивалентную массу металла.
Задачу можно решить двумя способами:
а) прямой, подстановкой данных в (2):
г/моль;
б) используя (1):
,
где mэ(H) = 1,008 г/ моль.
Для решения задачи в этом случае надо найти m(H2). Согласно следствию из закона Авогадро
;
г.
Теперь найденное значение m(H) подставим в (1):
г/моль.
Значения эквивалентных масс позволяют определить атомную массу металлов по формуле:
A = тэ · В,
Где В – валентность металла;
А – его молярная масса атома, г/моль.
Если же валентность металла неизвестна, то атомную массу можно определить через удельную теплоемкость. В данных расчетах используется правило Дюлонга и Пти: Произведение удельной теплоемкости простого твердого вещества на его атомную массу для большинства элементов приблизительно одинаково.
Полученная величина имеет среднее значение, равное 26,8 Дж/моль·К (6,3 кал/моль·град). Эта величина носит название атомной теплоемкости металлов (СА) и представляет собой количество тепла, необходимого для нагревания 1 моля атомов металла на один Кельвин. Математически это правило имеет вид:
СА = А · С ~ 26,8 Дж/моль·К,
где С – удельная теплоемкость металла, Дж/г·К;
А – атомная масса взятого металла, г/моль.
Под удельной теплоемкостью понимается то количество тепла, которое необходимо затратить для нагревания 1 г вещества на 1 Кельвин.
Пример 9. При окислении 0,16 г металла образовалось 0,223 г оксида. Вычислить точную атомную массу металла, зная, что удельная теплоемкость 0,635 Дж/г·К.
Решение: По правилу Дюлонга и Пти найдем приближенное значение атомной массы данного металла:
г/моль.
По (1) найдем эквивалентную массу этого металла. Масса кислорода 0,223 – 0,16 = 0,063 г.
г/моль.
Зная приближенную атомную массу металла и его эквивалентнуюмассу, можно найти валентность этого металла.
Полученное значение В округляем до целого числа:
.
Точная молярная масса металла находится из соотношения:
г/моль.
Экспериментальная часть
Требования безопасности труда
Перед началом экспериментальной части внимательно изучите методику выполнения работы. Эксперимент требует осторожности, неторопливости, особенно в начале практической части. Соляную кислоту, необходимую для реакции с металлом в объеме 5 мл, нужно отмерить с помощью градуированной пробирки либо пипетки, строго соблюдая при этом все указания преподавателя (см. также рис. 2 а, б в методических указаниях).
2. Порядок выполнения работы
Прибор для определения эквивалента и эквивалентной массы металла состоит из бюретки (емкостью 50 мл), воронки и пробирки, соединенных резиновыми трубками (рис. 1 а). Бюретка и воронка наполнены дистиллированной водой.
Для проведения опыта необходимо:
1. Проверить прибор на герметичность. Для этого нужно переместить воронку (не снимая пробирки) на несколько больших делений бюретки вниз и закрепить её (рис. 1 а, б). Если прибор герметичен, уровень воды в бюретке окажется постоянным. Непрерывное понижение уровня воды в бюретке означает, что прибором пользоваться нельзя. В этом случае следует устранить негерметичность прибора с помощью лаборанта.
2. Получить у преподавателя или лаборанта навеску металла.
3. Снять пробирку и, передвигая воронку, установить уровень воды в бюретке на делении 0 или несколько ниже (рис. 1 в).
4. Отмерить с помощью градуированной пробирки или пипеткой на 5 мл разбавленной HCl (рис. 2 а, б), влить кислоту в пробирку, стараясь не смочить ее стенок. Держа пробирку наклонно (как это изображено на рис. 3), поместить всю навеску металла на верхнюю сухую стенку пробирки так, чтобы металл раньше времени не упал в кислоту.
5. Плотно закрыть пробирку пробкой, следя за тем, чтобы металл раньше времени не упал в кислоту (рис. 4 а). Отметить и записать начальный уровень воды в бюретке (а1) и стряхнуть металл в кислоту.
6. Наблюдать выделение водорода, сопровождающееся вытеснением воды из бюретки в воронку.
7. Когда закончится реакция, дать пробирке остыть, опустить воронку (не снимая пробирки) до одинакового уровня воды в бюретке и воронке (рис. 4 б). Отметить и записать конечный уровень воды в бюретке (а2).
8. Записать показания термометра и барометра и приступить к расчетам.
3. Обработка результатов эксперимента
1. Определите объем водорода, вытесненного взятой навеской металла, при температуре t и давлении Р :
,
где 
– объем водорода, полученный в опыте, мл;
a1 и a2 – соответственно начальный и конечный уровни воды в бюретке, мл.
2. Приведите найденный объем водорода к нормальным условиям 
по формуле:
,
где P – атмосферное давление по барометру, мм рт.ст.;
t – температура по термометру, ºС;
h – давление водяных паров при температуре опыта (по табл. 1), мм рт.ст.
3. Рассчитайте эквивалентную массу взятого металла по формуле:
;
Vэ(H) = 11,2 л/моль = 11200 мл/моль.
Таблица 1
| Темпера-тура по Цельсию | Давление водяного пара, мм рт.ст. | Температура по Цельсию | Давление водяного пара, мм рт.ст. | Температура по Цельсию | Давление водяного пара, мм рт.ст. |
| 0 | 4,6 | 11 | 9,8 | 21 | 18,65 |
| 1 | 4,9 | 12 | 10,52 | 22 | 19,83 |
| 2 | 5,3 | 13 | 11,23 | 23 | 21,03 |
| 3 | 5,7 | 14 | 11,99 | 24 | 22,38 |
| 4 | 6,1 | 15 | 12,79 | 25 | 23,76 |
| 5 | 6,5 | 16 | 13,63 | 26 | 25,15 |
| 6 | 7,0 | 17 | 14,53 | 27 | 26,58 |
| 7 | 7,5 | 18 | 15,48 | 28 | 28,03 |
| 8 | 8,0 | 19 | 16,48 | 29 | 29,51 |
| 9 | 8,6 | 20 | 17,54 | 30 | 31,04 |
| 10 | 9,2 |
4. Получите у преподавателя величину удельной теплоемкости исследуемого металла и, используя еt значение, определите приближенную массу металла с помощью правила Дюлонга и Пти:
.
Удельная теплоемкость для металла а равна 0,42 Дж/г·К, для металла в – 1,09 Дж/г·К, для металла с – 0,98 Дж/г·К.
5. Зная приближенную атомную массу металла и его эквивалентную массу, найдите валентность металла, округлив еt значение до целого числа:
.
6. Рассчитайте точную атомную массу металла:
.
7. По таблице Д.И. Менделеева определите (в группе, соответствующей полученной валентности), какой металл вы использовали в данной работе. Напишите уравнение реакции взаимодействия найденного металла с кислотой. Найдите погрешность эксперимента по формуле:
.
Полученные результаты занесите в табл. 2.
Таблица 2
| 
| 
| 
| δ | Уравнение реакции |
Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 90; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!