Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«КАЛИНИНГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

ХИМИЯ

Методические указания по выполнению лабораторных работ

специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния,280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62- Водные биоресурсы и аквакультура

КГТУ

Калининград – 2006

Авторы: Лемперт О.Т., доцент кафедры химии Калининградского государственного

технического университета

Поднебеснова Ф.В., старший преподаватель кафедры химии

Калининградского государственного технического университета

Введение

Методические указания предназначены, для выполнения лабораторных работ

по неорганической и аналитической химии студентами очной и заочной форм обучения специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния,280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62-Водные биоресурсы и аквакультура.

При выполнении лабораторных работ закрепляется материал по наиболее важным вопросам общей, неорганической и аналитической химии.

Каждый студент обязан вести свой лабораторный рабочий журнал (общая тетрадь), являющийся отчетом о проделанной лабораторной работе. Записи в лабораторный журнал необходимо вносить аккуратно и разборчивым почерком.

Категорически запрещается делать записи карандашом и на разрозненных листках бумаги.

Все записи сразу же вносят в журнал, не надеясь на память. Записывают результаты измерений и вычислений чернилами. В рабочем журнале ничего не исправляют, не стирают и не забеливают корректором. В случае ошибки цифру или слово зачеркивают (только один раз), написав исправленное рядом или над ошибкой. Если неправильным оказался большой материал, не вырывают страницы из журнала: достаточно перечеркнуть их по диагонали.

Перед каждым лабораторным занятием студент должен самостоятельно изучить теоретический материал по учебнику, конспекту лекций; прочитать описание лабораторной работы и подготовить форму отчета. При оформлении отчета по лабораторной работе указывают название темы, составляют краткое теоретическое введение, дату, номер и название лабораторной работы; название, цель и схему каждого опыта, записывают уравнения реакций, описанных в опыте.

Наблюдения и выводы по каждому опыту составляют и записывают после того, как лабораторная работа выполнена в учебной лаборатории.

Раздел 1: НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Неорганическая химия –это химия элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и образованных ими простых или сложных химических соединений (веществ) Неорганическая химия неотделима от общей химии.

Общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами. Расчеты таких количественных соотношений между элементами в соединениях и между веществами в уравнениях химических реакций, вывод формул называются стехиометрическими расчетами. Их теоретической основой являются фундаментальные законы химии (стехиометрические законы).

Закон эквивалентов.

Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества. Эквивалентный объем.

Эквивалент (химический) – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной или ионно-обменной реакции эквивалентна одному катиону водорода (протону) либо в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Количество эквивалента вещества выражается в молях (n_Э).

Масса 1 моль эквивалента вещества, т.е. молярная масса эквивалента вещества (М_Э), равна произведению фактора эквивалентности (f_ЭКВ) на молярную массу вещества (М). М_Э= f_ЭКВ · М [г/моль].

Фактор эквивалентности – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Пример1.Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) гидроксида бария Ba(OH)₂в кислотно-основной реакции

Решение. 1.Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂+ 2H₂O; (HCl в избытке).

В данной реакции участвуют два катиона водорода (H⁺). Одному катиону водорода эквивалентна условная частица ½ молекулы Ba(OH)₂, а f_{ЭКВ =}½._.Молярная масса эквивалента Ba(OH)₂ равна:

М_Э(Ba(OH)₂) = f_ЭКВ · М (Ba(OH)₂).

М (Ba(OH)₂)= 137 + 2·16 + 2·1= 171 г/моль.

М_Э(Ba(OH)₂) = ½ · 171 = 85,5 г/моль.

2. Ba(OH)₂ + HCl = BaОНCl + H₂O; (HCl в недостатке).

В этой реакции участвует один катион водорода, которому будет соответствовать 1 молекула Ba(OH)₂ , а f_ЭКВ= 1.

М_Э(Ba(OH)₂) = 1 · 171 = 171 г/моль.

Из рассмотренных примеров следует: эквивалент, фактор эквивалентности и эквивалентная масса одного и того же вещества величина переменная и зависит она от того, в какую реакцию это вещество вступает.

Примечание: Фактор эквивалентности может быть меньше единицы или равен единице.

Широко используется такое понятие, как объем эквивалента газообразного вещества (эквивалентный объем). Это объем, который занимает при нормальных условиях 1моль эквивалентов газообразного вещества. Известно, что один моль любого газа (н.у.) занимает постоянный объем, равный 22,4 л (следствие из закона Авогадро).

Пример 2. Вычислить эквивалентный объем кислорода, условия нормальные (н.у.).

Решение: 1. Вычисляем эквивалентную массу кислорода:

М_Э= А / В

Где А- атомная масса элемента, г/моль (величина табличная);

В – валентность (степень окисления) элемента.

Валентность кислорода в химических соединениях чаще всего равняется двум, степень окисления = –2. Отсюда, М_Э(О) = 16/2 = 8 г/моль.

Из закона Авогадро следует, что 32 г/моль О₂ (1 моль О₂) занимают объем 22,4 л, а 8 г/моль (1 моль эквивалента О₂) будут занимать эквивалентный объем (объем эквивалента): кислорода:

V_Э(О₂) = 22,4 · 8 /32 = 5,6 л/моль.

Закон эквивалентов

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):

m₁/m₂= М_Э1/ М_Э2 или V₁ / V₂ = V_Э1 / V_Э2.

Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такие расчеты возможны благодаря закону эквивалентов.

Пример 1. При сжигании 2,28 г металла было получено 3,78 г его оксида. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) металла.

Решение. Находим массу кислорода m (O) = m (оксида) - m(Me);

m (O) = 3,78 – 2,28 = 1,50 г

По закону эквивалентов: m(Ме)/m(О) = М_Э(Ме) / М_Э(О),

вычисляем эквивалентную массу металла

М_Э(Ме) = m(Ме)·М_Э(О) / m(О),

М_Э(Ме) = 2,28 · 8 /1,5 = 12,16 г/моль.

Пример 2. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (молярную массу эквивалента)

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалентная масса гидроксида металла равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильных групп; б) эквивалентная масса соли равна сумме эквивалентных масс металла и кислотного остатка. По закону эквивалентов:

М_Э(МеОН) / М_Э(МеNO₃) = m (МеОН) /m(МеNO₃) или

М_Э(Ме) + М_Э(ОН⁻) / М_Э(Ме) + М_Э(NO₃⁻) = m (МеОН) /m(МеNO₃)

подставляем числовые значения

М_Э(Ме) +17 / М_Э(Ме) + 62 = 1,60 / 3,85

М_Э(Ме) = 15 г/моль.

Пример 3. Приготовить 500 мл 0,1 н раствора серной кислоты из 2 н раствора H₂SO₄.

Решение. Известно, что вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам: n_Э1= n_Э2., а n_Э = V· С_N.

Отсюда, V₁· С_N1 =. V₂· С_N2. Исходя из чего, растворы с молярной концентрацией эквивалента вещества (нормальность) реагируют друг с другом в объемах, обратно пропорциональным их молярным концентрациям эквивалентов (нормальностям):

V₁ /V₂ = С_N2 / С_N1 или V₁ · С_N1 = V₂ · С_N2.

где, V_1, V₂ - объемы растворов реагирующих веществ,

С_N1, С_{N 2} - молярные концентрации эквивалентов (нормальности) этих растворов.

Находим объем (V₂) 2 н раствора серной кислоты, применив выражение

V₁ · С_N1 = V₂ · С_N2.;

V₂= V₁ · С_N1/ С_N2., подставляем числовые значения

V₂= 500 · 0,1 / 2 = 25 мл.

Объем воды, необходимый для приготовления раствора вычисляем по разности

V(H₂O) = V₁– V₂

V(H₂O) = 500 – 25 = 475 мл

Лабораторная работа №1

Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода

Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется при взаимодействии кислоты с металлом по уравнению: Me +2HCl→ MeCl₂ + H₂,

Следовательно М_Э(Н)=М(Н)/(nē), где nē – число электронов, принятых 1 моль водорода.

Из уравнения реакции видно, что 2Н⁺ +2е = Н_2, отсюда М_Э(Н)=1/1= 1 г/моль.

Выполнение работы.

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO₄). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором. Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 минуты, пока газ примет комнатную температуру, и уровень жидкости в бюретке станет постоянным. Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (V_КОН – V_НАЧ) вычислите объем выделившегося водорода (V_Н2). Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

Запись данных опыта и расчеты:

B(валентность металла) = 2

m(масса металла), г =

V_НАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл_.=

V_КОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =

V(Н₂) = V_КОН.–V_НАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =

t (температура),ºС =

T(абсолютная температура) =273 + t⁰С, К =

Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н₂О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=

Р(Н₂)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н₂О), мм.рт.ст.=

Числовое значение h_Н2О берут из справочной таблицы.

R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К

По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Клапейрона - Менделеева

PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

m(H₂)/m(Me) = M_Э(H₂)/ M_Э(Me), откуда M_Э(Me) = m(Me)·M_Э(H₂) / m(H₂),

II-й способ. Приведите объем V(H₂) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H₂), используя уравнение объединенного газового закона:

PV/T = P_ОV_О/ T_О;

Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу

эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:

V_О(H₂)/m(Me) = V_Э(H₂)/ M_Э(Me), получим расчетную формулу:

M_Э(Me)= m (Ме)·V_Э(H₂) / V_О(H₂)

Зная, что А_ПРАКТ.(Ме) = М_Э(Ме)∙В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =А_ТЕОР- А_ПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ А_ПРАКТ.).

Сформулируйте и запишите вывод.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическая кинетика– раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакцииопределяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс:при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

υ₁= k₁· С²(KClO₃)

Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:

2NO + O₂ ↔ 2NO₂

υ₁= k₁·[NO]²·[O₂],

υ₂= k₂·[NO₂]²,

Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии υ₁= υ₂, откуда

K_С = k₁ / k₂ = [NO₂]² / [NO]² · [O₂]

Где K_С – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,

k₁, k₂ – константы скоростей прямой и обратной химических реакций

[NO₂],[NO],[O₂] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?

Решение. С₂Н₄ +3О₂ = 2СО₂+ 2Н₂О

Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода

υ₁= k₁[C₂H₄]∙[O₂]³ (закон действия масс)

С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной

υ₁¢= k₁[C₂H₄](3[O₂])³= 27k₁[C₂H₄][O₂]³=27υ₁_.

Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10^оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt₂ =υt₁×g^t^2-^t^1/10 Находим, что

υt₂/υt₁ = 2^70-20/10 = 2⁵= 32

Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.

Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах

1.2HBr Û H₂ +Br₂ – 70,18 кДж;

2.2NO + O₂Û 2NO₂ +117 кДж

вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле - Шателье)

Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).

Лабораторная работа № 2.

Дата добавления: 2018-05-30; просмотров: 2938; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!