Приготовление раствора заданной концентрации

Цель: научиться готовить раствор с заданной  концентрацией.

Обеспеченность занятия

Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

Весы, разновесы, мерные колбы объёмом 0,5 л. и 1 л., пипетки, хлорид натрия

Теоретический  материал

Концентрацией раствора называется весовое содержание растворённого вещества в определённом весовом количестве или в определённом объёме раствора.

В химии применяют следующие способы выражения концентрации раствора: процентная, молярная, моляльная и нормальная.

Процентная концентрация выражается числом граммов растворённого вещества, содержащимся в 100 г. раствора. Например, 20%-ный раствор поваренной соли – это раствор, в 100 г. которого содержится 20 г. соли и 80 г. воды.

Молярная концентрация выражается количеством молей растворённого вещества, содержащимся в 1 л. раствора. Раствор, содержащий 1 моль растворённого вещества в литре, называется одномолярным (1 М раствор), содержащий 0,1 моля, называется децимолярным (0,1 М раствор).

Моляльная концентрация – концентрация растворённого вещества в молях на 1000 г. растворителя.

Нормальная концентрация выражается числом грамм-эквивалентов растворённого вещества, содержащимся в 1 л. 1 г-экв. растворённого вещества, называется одномолярным (1 н. раствор), содержащий 0,1 г-экв. в 1 л. называется децинормальным (0,1 н. раствор).

Вопросы для закрепления теоретического материала

1. Объясните, в чём сущность процесса растворения?
2. Почему процесс растворения бывает эндотермическим?
3. Чем насыщенный раствор отличается от:

а) разбавленного; 

б) концентрированного;

в) пересыщенного;

г) ненасыщенного?

1. Перечислите известные вам способы выражения концентрации раствора.
2. Что такое нормальность и молярность раствора?

 

Задание

Приготовить 1 л раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 0,155 М.

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Рассчитайте массу хлорида натрия. Для расчетов используйте формулы:

3. C = ν : V; ν = C *V; m = ν *M; m = C *V* M

4. Взвесьте на весах рассчитанную навеску.

5. Перенести навеску соли в мерную колбу.

6. Прилейте в колбу немного воды и перемешать стеклянной палочкой до полного растворения соли.

7. Налейте в мерную колбу воды до метки.

 

Образец отчёта

Практическое занятие № 1  Приготовление растворов заданной концентрации.

Цель: научиться готовить раствор с заданной молярной концентрацией.

 

Номер и содержание задачи	Что делали	Расчёты	Наблюдения

Вывод в соответствии с целью работы.

 

ЛитератураО – 1 , с 52 – 58

 

Тема 1.5Классификация неорганических соединений и их свойства

 

Лабораторная работа № 3

Химические свойства кислот и оснований

Цель:отработать навыкисоставления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Обеспеченность занятия

1. Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2. Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».

3. Растворы: серной кислоты, гидроксида натрия; индикатора  метилоранж; нитрат бария, оксид кальция; кювета для капельного анализа, пипетка, стеклянная палочка, универсальная индикаторная бумага, синий лакмус

Теоретический материал

Химические свойства неорганических кислот

1. Изменяют окраску индикаторов: лакмус-красный, метилоранж-красный (только для растворимых кислот).
2. Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода
H₂SO₄ + Ca = CaSO₄ + H₂                                     2HCl + Ca = CaCl₂ + H₂
3. Взаимодействие с основными оксидами
H₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O                               2HCl + CaO = CaCl₂ + H₂O
4. Взаимодействие с основаниями
H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + 2H₂O                       2HCl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами
H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O                               2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O
6. Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или

малодиссоциирующее вещество                                                           
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2HCl                      2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂
7. При нагревании слабые кислоты легко разлагаются
H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂                                             H₂S = H₂ + S

Получение неорганических кислот

Кислородсодержащие

1. Кислотный оксид + вода

SO₃ + H₂O = H₂SO₄    P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄
2. Металл + сильный окислитель

3P + 5HNO₃+ 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO
3. Cоль + менее летучая кислота

Бескислородные

1. Водород + неметалл

H₂ + Cl₂ = 2HCl
2. Cоль + менее летучая кислота

NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄

 

NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + NaHSO₄

Химические свойства оснований

1. Диссоциация:

КОН + nН₂О К⁺×mН₂О + ОН^–×dН₂О или сокращенно: КОН К⁺ + ОН^–.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)₂ диссоциирует по двум ступеням: Fe(OH)₂ FeOH⁺ + OH^– (1 ступень);

                                                            FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^– (2 ступень).

2. Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН^– (щелочь) окрашенное соединение.

3. Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)₂, у которого t_разл достаточно высока (примерно 1000 °C). Zn(OH)₂ ZnO + H₂O.

                                             Таблица температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид	tразл, °C	Гидроксид	tразл, °C	Гидроксид	tразл, °C
LiOH	925	Cd(OH)2	130	Au(OH)3	150
Be(OH)2	130	Pb(OH)2	145	Al(OH)3	>300
Ca(OH)2	580	Fe(OH)2	150	Fe(OH)3	500
Sr(OH)2	535	Zn(OH)2	125	Bi(OH)3	100
Ba(OH)2	1000	Ni(OH)2	230	In(OH)3	150

4. Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

                   2Al + 2OH^– + 6H₂О = 2[Al(OH)₄]^– + 3H₂­.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H₂O 2NaAlО₂ + 3H₂­.

5. Взаимодействие щелочей с неметаллами: 6NaOH + 3Cl₂ 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O.

6. Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

2NaOH + СО₂ = Na₂CO₃ + H₂O 2OH^– + CO₂ = CO₃^2– + H₂O.

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] 2OH^– + ZnO + H₂О = [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O.

7. Взаимодействие оснований с кислотами

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + 2H₂O 2H⁺ + SO₄^2– + Ca²⁺ +2OH^– = CaSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + 2H₂O 2H⁺ + Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2H₂O.

8. Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами:

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄] 2OH^– + Zn(OH)₂ = [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

9. Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:

CuSО₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂ Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂.

Получение оснований

1. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью: 2NaOH + ZnSО₄ = Na₂SO₄ + Zn(OH)₂ Zn²⁺ + 2OH^– = Zn(OH)₂

2.Взаимодействием оксида металла с водой:

Na₂O + H₂O = 2NaOH CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

3. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

2Na + H₂O = 2NaOH + H₂­ Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂­.

4.Электролизом растворов солей: 2NaCl + 2H₂O H₂­ + 2NaOH + Cl₂­.

5. Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми  

солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ = 2NaOH + BaCO₃¯ Ba²⁺ + CO₃^2– = BaCO₃¯.

 

Вопросы для закрепления теоретического материала

1. Какие вещества называют кислотами?

2. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота: MgO; AgNO₃; SO₃; CuSO₄; Ca(OH)₂; Cu; Fe; KOH?

3. Укажите валентность кислотных остатков, входящих в состав солей, формулы которых MgBr₂; Ca₃(PO₄)₂; KMnO₄; Na₂CО₃; AlPO₄; CuSO₄; Fe(NO₃)₃; Al₂S₃; PbCl₄; KI.

4. С какими из перечисленных веществ взаимодействует гидроксид калия: MgO; AgNO₃; SO₃; CuSO₄; Ca(OH)₂; Cu; Fe; KOH?

5. От чего зависит число гидроксильных групп в основаниях?

 

Задание

1. Экспериментально исследуйте свойства кислот и оснований капельным методом.
2. Составьте соответствующие уравнения химических реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3. Сделать вывод

 

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Выполните опыты.

3. Результаты внесите в таблицу

 

Опыт №1 Свойства кислот

В семь кювет для капельного анализа внести по 4 капли серной кислоты .

Внести в кювету в соответствии с указанным номером следующие реактивы:      

№ 1  индикатор метиловый оранжевый;

№ 2 индикатор лакмус синий;               

№ 3 индикатор универсальный;           

№ 4 стружку магния;

№ 5 оксид кальция;

№ 6 индикатор метиловый оранжевый;                                                                                                                                  

№ 7 соль бария.

Запишите наблюдаемые явления в таблицу

 

Опыт №2 Свойства оснований

В пять кювет для капельного анализа внесите по 2 капли щёлочи.

Внести в кювету в соответствии с указанным номером следующие реактивы :

№ 1. индикатор метиловый оранжевый

№ 2. индикатор лакмус синий

№ 3. индикатор универсальный

№ 4. индикатор фенолфталеин

№ 5. индикатор метиловый оранжевый.

Запишите наблюдаемые явления в таблицу

 

Образец отчёта

Лабораторная работа № 3  Химические свойства кислот и оснований.

Цель: отработать навыки составления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном виде.

                                                                                                                                          

Название опыта	Что делаете	Наблюдения и их объяснения	Уравнения реакций
Испытание растворов кислот индикаторами.		Цвет фенолфталеина-     Цвет лакмуса -      Цвет метилоранжа-
Испытание растворов щелочей индикаторами.		Цвет метилоранжа   Цвет синего лакмуса-   Цвет фенолфталеина-
Взаимодействие металлов с кислотами.
Взаимодействие кислот с оксидами металлов.
Взаимодействие кислот с основаниями.
Взаимодействие кислот с солями.

Вывод в соответствии с целью работы.

Литература  О-4 с.29 - 35

 

Лабораторная работа № 4 

Гидролиз солей

Цель:  отработать навыкисоставления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Обеспеченность занятия

1. Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2. Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».

3. Растворы солей: карбонат калия, карбонат натрия, нитрат калия, сульфат алюминия, сульфат железа (III), сульфат меди (II), хлорид железа (III), хлорид натрия, хлорид цинка, гидроксид натрия.

4. Оборудование: штатив с пробирками, предметные стёкла, пипетка, стеклянная палочка.

 

Теоретический материал

Различают средние, кислые и основные соли. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO₄)₂. Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K₂SO₄, AlPO₄.

 

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, когда образуется слабый электролит. [H+] = [OH-] - среда нейтральная, [H+] > [OH-] - среда кислая, [OH-] > [H+] - среда щелочная.

Классификация электролитов Степень электролитической диссоциации Сила электролита Примеры α > 30% сильные кислоты H2SO4,HNO3, HCl, HBr, HI основания Ме(OH)n Р., М. в воде соли Р. в воде 3% < α < 30% средние кислоты HF , H2SO3, Н3PO4 основания Fe(OH)3 α < 3% слабые кислоты H2S, H2CO3, H2SiO3, СН3СООH основания Ме(OH)n Н. в воде и NH4OH соли М. в воде

 

В зависимости от своего состава соли по–разному реагируют с водой, поэтому можно выделить 4 типа гидролиза солей.

 

1.Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuCl2, NH4Cl, Fe2(SО4)3 гидролиз по катиону)  CuCl2D Cu+2 + 2Сl- Н2О D Н+ + ОН- Cu+2 + 2Сl- + Н+ + ОН-D CuОН+ + Н++ 2Сl- Выводы: [ Н+] > [ОН-] _ pH < 7 _ среда раствора кислая _ окраска индикаторов изменяется	2.Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. (К2СО3, Na2S — гидролиз по аниону) К2СО3D 2К+ + СО3-2    Н2О D Н+ + ОН- 2К++СО3-2+Н++ОН -DНСО-3 + 2К+ + ОН- Выводы: [ Н+] < [ОН-] _ pH > 7 _ среда раствора щелочная _ окраска индикаторов изменяется
3. Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (CH3COONH4, AlCl3 , (NH4)2CO3— гидролиз по катиону и по аниону) Fe2 (CО3)3D 2Fe +3 + 3CО3-2       Н2О D Н+ + ОН- 2Fe +3 + 3CО3-2+ Н+ + ОН-D Fe (ОН)3$+ CО2#+Н2О идёт до конца Выводы: Характер среды определяется относительной силой кислоты и основания.	4. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. (гидролизу не подвергаются (NaCl, К2SО4, Ba(NО3)2). NaCl D Na+ + Сl-        Н2О D Н+ + ОН- Na+ +Сl- +Н+ +ОН- D Na+ +Сl- +Н+ +ОН Выводы: [ Н+] = [ОН-] _ pH = 7 _ среда раствора нейтральная _ окраска индикаторов не изменяется

 

Вопросы для закрепления теоретического материала

1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует хлорид бария: MgO; AgNO₃; SO₃; CuSO₄; Ca(OH)₂; Cu; Fe; KOH?

2.  Составьте уравнения реакций гидролиза солей  ZnCl_2,  CuSO_4,  AgNO₃

3. Составьте формулы кальциевых солей бромоводородной, угольной и фосфорной кислот.

 

Задание

1. Повторить теоретический материал

2. Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3. Провести эксперимент, соблюдая правила техники безопасности.

4. Оформить отчет.

 

 

Инструкция по выполнению

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Исследуйте растворы солей.

На полоску универсальной индикаторной бумаги нанесите пипетками по одной капле раствора каждой соли (из списка реактивов).

Результаты наблюдений занесите в таблицу. (Примечание: среда раствора в таблице и цвет индикатора должны соответствовать друг другу.)

3. Составьте уравнения реакций гидролиза солей. С помощью уравнений реакций объясните происходящие реакции.

 

Образец отчёта

Лабораторная работа № 4  Гидролиз солей.

Цель: отработать навыки составления уравнений химических реакций в молекулярном и ионном видах.

 

Формула соли	Цвет универсального индикатора			Какими основаниями и кислотами сильными (#) или слабыми ($) соль образована:
	Нейтральная	Кислая	Щелочная
1. К2СО3			синий	kt # основания и an $ кислоты
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.

 

Вывод в соответствии с целью работы

 

Литература О – 4 ,35 -38

 

Тема 1.6 Химические реакции

Лабораторная работа № 5  

---

Дата добавления: 2018-04-15; просмотров: 3017; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!