Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Работа № 3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА ОБЪЕМНЫМ МЕТОДОМ
Цель работы – усвоение понятий эквивалент, молярная масса эквивалента, знакомство со способами расчета молярных масс эквивалентов простых и сложных веществ; экспериментальное определение эквивалента неизвестного металла объемным методом.
Основные слова и определения, которые следует знать3:
Моль – количество вещества, содержащее столько формульных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода .
Постоянная Авогадро NA - это число частиц в 1 моле любого вещества;
NA=6,022*1023 моль -1.
Молярная масса М- масса одного моля вещества. Молярная масса М численно совпадает с массами атомов и молекул, выраженными в атомных единицах массы, и измеряется в граммах на моль (г/моль).
Атомная единица массы (а. е. м. или u) – это единица массы, равная 1/12 массы атома изотопа углерода 12С, и применяемая в атомной и ядерной физике для выражения масс молекул, атомов, ядер, протона и нейтрона. 1 а.е.м. (u) ≈ 1.66054*10-27 кг.
Молярный объем Vм – объем 1-го моля газа, измеряется в литрах на моль (л/моль).
Формульная единица вещества ФЕ –это реально существующие частицы вещества: атомы (S, C, Fe), молекулы (H2O, CO2, NaOH, HCl, H2), ионы (Са+2, СО3-2), радикалы (ОН., NO2.) и другие частицы вещества.
Химический эквивалент (Э)- это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать, или быть каким-либо другим способом равнозначна одному атому (иону) водорода в обменных (кислотно-основных) реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Или:
Химический эквивалент (Э)– это реальная или условная частица вещества ФЕ, эквивалентная в кислотно-оснoвной реакции одному иону водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону
Эквивалентное число или число эквивалентности Zэкв - это число, равное абсолютному значению степени окисления иона или количеству электронов, переданному восстановителем окислителю или окислителем восстановителю.
Фактор эквивалентности f –это число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества ФЕ эквивалентна в данной кислотнооснoвной реакции одному иону водорода или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону: f = 1/Zэкв, где Zэкв – это число эквивалентности, или эквивалентное число.
Или:
Фактор эквивалентности f экв–это величина, обратная числу эквивалентности; она показывает, какая доля формульной единицы вещества приходится на 1 химический эквивалент
f экв = 1/Zэкв.
Молярная масса химического эквивалента Мэкв- это масса одного моля химического эквивалента вещества, которая в Zэкв раз меньше соответствующей молярной массы ФЕ вещества, участвующего в реакции и выражается в граммах на моль (г/моль):
Мэкв (ФЕ)= =М(ФЕ)*fэкв
Молярный объем химического эквивалента (эквивалентный объем) Vэкв газа - это объем 1 моля химического эквивалента газа, выражается в литрах на моль (л/моль) и связан молярным объемом соотношением:
Vэкв = =Vm*fэкв
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов:
m (A) : m (B) : m (D) . . . = Mэкв (A) : Mэкв (B) : Mэкв (D). . .
Теоретическая часть
Раздел химии, в котором рассматриваются количественные (массовые, объемные) соотношения между реагентами и продуктами реакции, а также количественный состав вещества, называют стехиометрией (от греч. Stoicheion –основа; metreo - измеряю). Она базируется на законах, определяющих строение вещества.
Эквивалент Э – это реальная или условная частица вещества ФЕ, эквивалентная в кислотно-оснoвной реакции одному иону водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.
ФЕ – формульная единица вещества, под которой понимается какое-либо вещество, например, NaOH, HCl, H2 и т. п.
Фактор эквивалентности f – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества ФЕ эквивалентна в данной кислотно-оснoвной реакции одному иону водорода или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону: f = 1/Z,
где Z –число эквивалентности, или эквивалентное число, равное абсолютному значению степени окисления иона или числу электронов, переданному восстановителем окислителю или окислителем восстановителю.
Немецкие химики Венцель и Рихтер установили (1793 г.), что вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах.
Согласно закону эквивалентов, массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов:
m (A) : m (B) : m (D) . . . = Mэкв (A) : Mэкв (B) : Mэкв (D). . .
Молярная масса эквивалента представляет собой массу одного моля эквивалента вещества, которая в Z раз меньше соответствующей молярной массы ФЕ вещества, участвующего в реакции и выражается в граммах на моль (г/моль):
Мэкв (ФЕ)= =М(ФЕ)*fэкв
Например, для реакции нейтрализации
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O:
(2+32+64=98) 2*(23+16+1=40) (23*2+32+64=142) 2*(18)
|
H2SO4 |
NaOH |
Na2SO4 |
H2O |
|
|
Формульное количество, моль |
1 |
2 |
1 |
2 |
|
Эквивалентное количество, моль |
1/2 |
1 |
1/2 |
1 |
|
Число эквивалентности Z |
2 |
1 |
2 |
1 |
|
Фактор эквивалентности |
1/2 |
1 |
1/2 |
1 |
|
Молярная масса эквивалента, г/моль |
98/2=49 |
40/1=40 |
142/2=71 |
18/1=18 |
Основные количественные законы протекания химических реакций, используемые в работе:
Закон Авогадро:
1 МОЛЬ любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем 22,4 л.
Нормальными условиями (н.у.) считают температуру 0 оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).
Постоянная Авогадро NA = 6,02·1023
Закон Бойля_Мариотта:
При постоянной температуре объем данной массы газа обратно пропорционален его давлению:
V1 :V2 = p2 : p1 , или pV= const, при постоянной tº,
Точное значение постоянной в правой части этого уравнения зависит от количества газа. Если количество газа равно одному молю, то соответствующая постоянная обозначается буквой R и называется молярная газовая постоянная, или просто газовая постоянная. Если давление выражено в атмосферах, постоянная R имеет значение
R = 8,314 Дж*К* моль-1
Объединенный газовый закон для одного моля газа приобретает вид:
где Vm- объем одного моля газа.
Для n молей газа получается уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение Менделеева — Клапейрона), устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа.
где n –число молей данного газа, которое может быть определено по отношению массы m данного вещества к его молярной масс (n = m/М).
3.Закон Дальтона:
Давление смеси газов, не взаимодействующих друг с другом химически, равно сумме парциальных давлений этих газов.
4.Закон эквивалентов:
массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов:
m (A) : m (B) : m (D) . . . = Mэкв (A) : Mэкв (B) : Mэкв (D). . .,
Эквивалент вещества не является постоянной величиной, он рассчитывается для реакции, в которой участвует вещество.
Примеры расчета эквивалентов веществ
1. Вычисление числа эквивалентности веществ, участвующих в реакциях обмена:
а) для кислоты число эквивалентности определяется количеством ионов водорода, которые замещаются ионами металла, т. е. основностью кислоты:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
Z(H3PO4) = 1, Э (H3PO4) = ФЕ (H3PO4)
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O
Z(H3PO4) =2, Э (H3PO4) = 1/2 ФЕ (H3PO4)
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
Z(H3PO4) =3, Э (H3PO4) = 1/3 ФЕ (H3PO4)
б) для основания число эквивалентности определяется количеством гидроксид-ионов, которые замещаются анионами кислоты, т. е. кислотностью основания:
Al(OH)3 + HCl → Al(OH)2Cl + H2O,
Z [Al(OH)3] = 1, Э [Al(OH)3] = ФЕ [Al(OH)3]
Al(OH)3 + 2HCl → Al(OH)Cl2 + 2H2O,
Z [Al(OH)3] = 2, Э [Al(OH)3] = 1/2 ФЕ[Al(OH)3]
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O,
Z [Al(OH)3] = 3, Э [Al(OH)3] = 1/3 ФЕ [Al(OH)3]
в) для соли число эквивалентности определяется произведением степени окисления катиона (или аниона по модулю) n на количество катионов (или анионов) m (Z = n·m):
NaCl Z = 1·1 = 1, Э (NaCl) = ФЕ (NaCl),
Мэкв (NaCl) = М (NaCl),
Na2SO4 Z = 1·2= 2, Э(Na2SO4) = 1/2 ФЕ(Na2SO4),
Мэкв(Na2SO4) = 1/2 М(Na2SO4),
Al2(SO4)3 Z = 3·2 = 6, Э[Al2(SO4)3] = 1/6 ФЕ [Al2(SO4)3],
Mэкв[Al2(SO4)3] = 1/6 M[Al2(SO4)3]
2. Число эквивалентности окислителя и восстановителя в окислительно-восстановительной реакции определяется количеством принятых или отданных электронов.
Для реакции
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 6K2SO4 + H2O
восстановитель:
SO32– – 2 ē + H2O → SO42 – + 2H +,
Z = 2, Э(SO32–) = 1/2 ФЕ(SO32-),
окислитель:
MnO4 – + 5 ē + 8H + → Mn2+ + 4H2O, Z = 5, Э (MnO4 –) = 1/5 ФЕ(MnO4–),
Мэкв (MnO4– ) = M/Z=119/5= 23,8 г/моль
Экспериментально эквивалент простого вещества может быть определен по количеству присоединяемого кислорода или замещаемого водорода, или другого элемента, эквивалент которого известен.
Эквивалент можно определить электрохимическим путем на основании закона Фарадея, согласно которому при прохождении 96484 Кл электричества через раствор или расплав электролита на электродах подвергается превращению один эквивалент вещества.
В данной работе использован способ определения эквивалента активного металла, основанный на измерении объема водорода при реакции вытеснения его из раствора соляной кислоты:
Me + nHCl → MeCln +n/2 H2
Согласно закону эквивалентов, один эквивалент металла вытесняет один эквивалент водорода, имеющий молярную массу эквивалента 1 г/моль.
Используя закон Авогадро, можно определить объем, который занимает один эквивалент водорода при определенных физических условиях.
При нормальных физических условиях (р = 1,013·105 Па или р = 760 мм рт. ст., Т = 273 K)
1 моль водорода, имеющий массу 2 г/моль, занимает объем V = 22,4 л, тогда 1 эквивалент водорода, имеющий массу 1 г/моль, должен занимать объем Vэкв = 11,2 л.
Таким способом можно рассчитать объем, занимаемый одним эквивалентом любого газа при нормальных условиях.
Вопросы к теоретической части:
Что такое Закон эквивалентов? –
Назовите способы расчета молярных масс эквивалентов простых веществ
Способы расчета молярных масс эквивалентов сложных веществ
Практическая часть
Перед началом работы получают у преподавателя навеску неизвестного металла и записывают в рабочий журнал массу металла m выраженную в граммах.
Меняем положение, чтобы металл упал в кислоту
Исходное положение, металл кладем на боковой отросток пробирки
Определение молярной массы эквивалента металла выполняется в эвдиометре (рис.1), изображенном на рисунке.
Прибор состоит из штатива 1, на котором закреплены бюретки 2 и 3, соединенные шлангом 4. Бюретки градуированы, нулевая отметка шкалы находится в верхней их части. К бюретке 3 присоединена пробирка 5 с отводной трубкой 6. Бюретки заполнены водой, пробирка 5 –концентрированной соляной кислотой.
Перед выполнением работы выставляют прибор в рабочее положение. Для этого в первый раз устанавливаем бюретки на одном уровне и вынимаем пробку из отводной трубки.
Затем определяем цену деления бюретки: разницу между двумя делениями делим на общее число делений
В отводную трубку 6 пробирки 5 помещают образец металла с известной массой.
Прибор проверяют на герметичность, медленно поднимая и опуская бюретку 2. При этом уровни воды в бюретке остаются не изменными.
Затем повторно уравнивают положение воды в обеих бюретках и записывают положение уровня h1 в бюретках 3 по нижней границе мениска.
Далее осторожно сбрасывают металл в кислоту, переводя пробирку 5 из положения 6 в положение 7.
При взаимодействии металла с кислотой наблюдают выделение газа. В пробирке 5 выделяется газ - водород и за счет этого увеличивается объем газа в бюретке 3.
Уровень жидкости понижается, а в бюретке 2 соответственно, повышается. По мере выделения водорода бюретку 2 опускают таким образом, чтобы в обеих бюретках уровень воды был примерно одинаков.
По окончании процесса растворения металла в кислоте в третий раз точно выравнивают уровни воды в обеих бюретках, приводя давление в замкнутом объеме бюретки 3 к атмосферному, и записывают новое положение уровня h2 в бюретке 3.
Нам дали метал серого цвета, массой 0,0095 гр.
Перед началом опыта бюретка 2 должна находиться на таком расстоянии от поверхности лабораторного стола, чтобы ее можно было опустить вниз на 20-30 см.
бюретки закреплены штативом, скреплены между собой они шлангом.
На рисунке мы видим прикрепленный реакционный сосуд, внутри сосуда находится соляная кислота (HCl). В бюретках есть вода (деарированная). Выравниваем нижние хвостики бюреток 2 и 3, закрепляем.
Определяем цену деления бюретки: сравниваем 2 ближних деления – 48 и 50 мл. Всего 20 делений.
2 мл/20 – 0,1 мл.
Хвостики бюреток привели в одинаковое положение. Уровни воды разные. Когда мы вынимаем пробку из положения 6, уровень воды стал одинаковым. Отводную трубку 6 пробирки 5 и пробку, закрывающую трубку, досуха протираем фильтровальной бумагой.
Полученный образец металла помещаем в отводную трубку и располагаем примерно на ее середине. Плотно закрываем отводную трубку пробкой, но металл не бросаем в пробирку. Видим, что уровень воды в бюретках опять изменился.
впервые выравниваем уровни.
Показания бюреток у нас стали такими:
левая бюретка – 22,6 мл;
правая бюретка – 20,5 мл.
Наблюдение:
Металл в кислоте растворился, выделялся газ и пробирка нагревалась.
Уровень жидкости изменился.
После начала реакции между металлом и кислотой переводим пробирку в первоначальное положение
По окончании реакции повторно выравниваем уровни жидкости в бюретках.
Запишем в лабораторный журнал положение уровня воды в бюретках:
левая бюретка – 13,1 мл;
правая бюретка – 30,1 мл.
Уравнение реакции:
HCl+Me =H2+MeCl(x)
Счёт:
K=
Где:
11200- эквивалентный объем молекулы водорода при Н.у.
t = 20 (температура)
= 739 (атмосферное давление)
= 17,53 (парциальное давление паров воды)
Таблица 1. Зависимость давления насыщенного водяного пара от to .
|
t o C |
РН2О |
t o C |
РН2О |
||
|
Па |
мм рт.ст |
Па |
мм рт.ст |
||
|
13 |
1497,2 |
11,23 |
22 |
2643,7 |
19,83 |
|
14 |
1598,5 |
11,99 |
23 |
2809,0 |
21,07 |
|
15 |
1705,1 |
12,79 |
24 |
2983,7 |
22,38 |
|
16 |
1817,1 |
13,63 |
25 |
3167,2 |
23,76 |
|
17 |
1947,1 |
14,53 |
26 |
3351,0 |
25,21 |
|
18 |
2063,8 |
15,48 |
27 |
3564,9 |
2674 |
|
19 |
2197,1 |
16,48 |
28 |
3779,6 |
2835 |
|
20 |
2337,8 |
17,53 |
29 |
4004,9 |
30,04 |
|
21 |
2486,5 |
18,63 |
30 |
4242,2 |
3183 |
K= = 12662
Рассчитаем молярную массу эквивалента при данной температуре и атмосферном давлении:
Mэкв(экспер)=* K=
После расчета молярной массы эквивалента металла по результатам проведенного опыта идентифицируем металл по его молярной массе.
Для этого по формуле
M(Me) = nMэ(Me) рассчитываем молярную массу металла для трех значений валентности (степени окисления) n, равных 1,2 и 3:
1 группа: Мт=Мэ×1=12,6
2 группа: Мт=Мэ×2=12,6×2=25,2
3 группа: Мт=Мэ×3=12,6×3=37,8
По таблице Менделеева выбирается металл, проявляющий соответствующую валентность, для которого расхождение с табличными данными не велико.
Мы нашли в 2 группе Mg(масса 24,312)=Мэ(теор), подходит к 25,2=Мэ(эксп).
Затем используя значения атомных весов таблицы Менделеева определяем теоретическое значение Mэ (теор)
Mэ (теор) = M(Me)/n
и ошибка экспериментального определения молярной массы эквивалента металла n по формуле:
ή=× 100%=
если ошибка > 5%, опыт до получения меньшей или равной этому значению ошибки.
Контрольные вопросы и задачи:
а)соль;
б)окислитель, превращающийся в MnO(OH)2;
в) окислитель, превращающийся в MnSO4
4. Рассчитать молярную массу эквивалента азотной кислоты HNO3 рассматривая данное соединение как
а)кислоту;
б) окислитель, превращающийся в NO;
в) окислитель, превращающийся в NH3;
5. Какой объем окиси углерода CO, взятый при нормальных условиях, требуется для получения железа из 1 кг его оксида Fe2O3? (для решения задачи использовать молярные массы эквивалентов веществ).
6. Какок количество серной кислоты H2SO4 необходимо для реакции с 300 г. Оксида алюминия Al2O3 при условии образования средней соли Al2(SO4)3? (для решения задачи использовать молярные массы эквивалентов веществ).
3 А.А.Гуров, Ф.З. Бадаев, Л.П. Овчаренко, В.Н. Шаповал «Химия», учебник для вузов, М.: МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007, с.34-52