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
АСТРАХАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Кафедра "Общая, неорганическая и аналитическая химия"
Фундаментальные понятия и
законы химии
определение молекулярной массы и химического эквивалента
Учебно-методическое пособие
Астрахань
2003
Фундаментальные понятия и законы химии. Определение молекулярной массы и химического эквивалента: Учеб.-метод. пособие / Старкова Н.Н., Рябухин Ю.И. / Астрахан. гос. техн. ун-т. – Астрахань, 2003. – 32 с.
Пособие содержит материал и методики проведения трёх лабораторных работ, а также варианты заданий, нацеливающих студентов на осознанную проработку фундаментальных основ химии.
Предназначено для студентов, изучающих дисциплины "Химия" и "Общая химия".
Ил. 3, табл. 3, библиогр.: 5 назв.
Печатается по решению кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия".
Протокол № 10 от 28 мая 2003 г.
Рецензент: канд. хим. наук, доц. Стороженко В.Н.
ФУНДАМЕНТАЛЬНЫЕ ПОНЯТИЯ И ТЕРМИНЫ
Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир во всём богатстве его форм и многообразии происходящих в нём явлений.
Мир материален. Материя – объективная реальность, существующая вне и независимо от сознания человека.
Формы движения материи различны. Одни формы могут переходить в другие. Например, химическая форма движения переходит в тепловую и, наоборот, тепловая в химическую, химическая в электрическую и т. д. Эти переходы свидетельствуют о единстве и неразрывной связи качественно различных форм движения материи, которые являются предметом изучения той или иной дисциплины. Химия изучает химическую форму движения материи. Химические реакции* – это одна из форм движения материи.
Химия – наука о веществах: их строении, составе, свойствах, способах получения и применения; а также о закономерностях превращения веществ.
Вещество – одна из физических форм (наряду с полем) существования материи. Под веществом понимают вид материи, которая обладает массой покоя (атомы, молекулы и то, что из них построено, то есть, совокупность дискретных (прерывных) образований, обладающих массой покоя). Вещество представляет собой однородный вид материи, каждая частица которого имеет одинаковые физические свойства. Вещества в чистом виде в природе не встречаются.
Природные вещества – это смеси, состоящие иногда из очень большого числа разнообразных индивидуальных веществ. Когда одно из веществ содержится в смеси в преобладающем количестве, то вся смесь обычно носит его название. Например, природную воду, которая содержит растворённые соли, газы и другие вещества, называют просто водой. Смеси могут быть неоднородными или однородными (не обнаруживающие мельчайших частиц этих веществ). Чистое вещество всегда однородно.
Объектом химических исследований являются химические элементы и их комбинации, то есть атомы, молекулы, простые и сложные вещества.
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Атом (от греческого аtоmоs – неделимый) – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Атом – предел химического разложения вещества. Физически атом делим. Например, в ядерных реакциях происходит распад атомов и одни химические элементы превращаются в другие.
Молекула (уменьшительное от латинского mоlеs – масса) – микрочастица, образованная из двух или большего числа химически связанных атомов и способная к самостоятельному существованию.
Понятие "молекула" введено А.Авогадро в 1811г.
Простые вещества образованы атомами одного химического элемента, и являются формой его существования в свободном состоянии. Например, кислород, озон, сера, железо, алмаз.
Сложные вещества образованы атомами различных химических элементов и могут иметь состав постоянный или меняющийся в некоторых пределах.
Химические реакции – превращение одних веществ (исходных соединений) в другие (продукты реакции) при неизменяемости ядер атомов (в отличие от ядерных реакций).
Для осуществления химических реакций часто требуются определённые условия – температура, давление, облучение (например, УФ-светом), наличие растворителя и др.
Химические реакции могут сопровождаться выделением тепла, испусканием света, изменением агрегатного состояния веществ и т. п.
Атомная масса Аr* – относительное значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы (а. е. м.).
1 а. е. м. = 1,66 · 10–27 кг, что составляет массы нуклида углерода с массовым числом 12.
Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяжелее массы нуклида 12С:
Аr = .
Аr – величина безразмерная.
В периодической системе элементов Д.И. Менделеева приведена средняя относительная атомная масса каждого химического элемента, определённая с учётом его изотопного состава и распространённости в природе.
Относительная молекулярная масса Мr – сумма относительных масс атомов, входящих в состав данной молекулы:
Мr (Н3РО4) = 3 ּ Аr (Н) + 1 ּ Аr (Р) + 4 ּ Аr (О) = 3 ּ 1 + 1 ּ 31 + 4 ּ 16 = 98.
Мr, также как и Аr, выражается в а. е. м., и поэтому является безразмерной величиной.
Количество вещества ( или n) – физическая величина, пропорциональная числу структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и др.), составляющих порцию этого вещества.
ν = = =
где ν – количество вещества;
m – масса вещества;
М – молярная масса вещества в г/моль, численно равное Мr;
V – объём газа при н.у. в л;
Vm – молярный объём при н.у. в л/моль;
N – число частиц;
NА – число Авогадро.
Единица измерения количества вещества – моль.
Моль – количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г нуклида 12С.
Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества, равно 6,02 · 1023 и называется числом Авогадро. Физико-химическая константа, отвечающая этому числу, называется постоянной Авогадро NА = 6,02 · 1023 моль–1.
Молярная (мольная) масса М – масса одного моля вещества – это отношение массы порции вещества m к его количеству в этой порции:
.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе (М = {Мr}) и имеет размерность г/моль.
Химический эквивалент* – некая реальная или условная частица элемента (вещества), которая соответствует 1 атому или иону водорода в ионообменных реакциях или 1 электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Молярная (мольная) масса эквивалента (эквивалентная масса) МЭ – это масса одного химического эквивалента элемента (вещества).
МЭ, элемента = ,
где В – валентность элемента.
МЭ, оксида = ,
где 2 – валентность кислорода;
n – число атомов кислорода в оксиде,
или МЭ, оксида = ,
где n – число атомов элемента;
В – валентность элемента.
МЭ, кислоты = ,
где n – основность кислоты.
МЭ, основания = ,
где n – кислотность основания.
МЭ, соли = ,
где n – число катионов (анионов) в молекуле;
z – модуль заряда катиона (аниона) в молекуле.
МЭ, восстановителя (окислителя) = ,
где n – число электронов, отданных или принятых молекулой (атомом, ионом) в окислительно-восстановительной реакции.
Размерность МЭ – г/моль.
Молярная масса химического эквивалента элемента с переменной валентностью имеет разные значения. Например, для серы в соединениях Н2S, SО2, Н2SО4 молярные массы химических эквивалентов соответственно равны: = 16, = 8, = 5,33 г/моль (где 2, 4, 6 – валентности элемента S в указанных соединениях).
Для определения молярной массы эквивалента вещества следует исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.
Пример 1.
Н3РО4 + 1ּКОН = КН2РО4 + Н2О
= 98 г/моль;
Н3РО4 + 2ּКОН = К2НРО4 + 2Н2О
= 49 г/моль;
Н3РО4 + 3ּКОН = К3РО4 + 3Н2О
= 32,7 г/моль.
Пример 2.
КНSО4 + КОН = К2SО4 + Н2О
= 136 г/моль;
КНSО4 + ВаСl2 = ВаSО4 + КСl + НСl
= 68 г/моль.
Пример 3.
К2Сr2О7 + Рb(СН3СОО)2 = РbСr2О7 + 2СН3СООК
(реакция обмена)
= 147 г/моль;
К2Сr2О7 + 3SО2 + Н2SО4 = Сr2(SО4)3 + К2SО4 + Н2О
(окислительно-восстановительная реакция)
= 49 г/моль,
так как: Сr2О72– + 14Н+ + 6ē = 2Сr3+ + 7Н2О.
Молярный (мольный) объём эквивалента вещества (эквивалентный объём) VЭ – это объём одного химического эквивалента газообразного вещества при н. у. (см. с. 11).
.
Например, для водорода Н2:
,
= 11,2 л/моль.
Закон сохранения массы и энергии
Закон сохранения массы*
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции
(М.В. Ломоносов, 1748 г.; А. Лавуазье, 1789 г.)
Закон сохранения массы объясняется тем, что в химических реакциях происходит только перегруппировка атомов, а их число и масса остаются постоянными. Если же число атомов каждого элемента, а следовательно, и их общая масса, не изменяется, то и масса веществ, вступивших в реакцию, должна всегда быть равной массе полученных веществ.
Закон сохранения энергии**
Энергия системы, включающей вещества, вступившие в химическую реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции (1760 г.).
Суммарные масса и энергия веществ, вступивших в химическую реакцию, равны суммарным массе и энергии продуктов реакции. Среди исходных веществ и продуктов реакции могут быть не только вещества, но и потоки квантов.
Взаимосвязь между массой m и энергией Е определяется соотношением А. Эйнштейна (1905 г.):
Е = mс2,
где с – скорость света в вакууме.
Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии любого объекта, но не тождественность и не взаимопревращаемость вещества и энергии.
Отсюда современная формулировка закона.
В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.
(И.В. Рихтер, 1791 г., У. Волластон, 1807 г.)
Массы (объёмы) взаимодействующих друг с другом и образующихся в результате химической реакции веществ пропорциональны молярным массам их эквивалентов (эквивалентным объёмам).
или
Например,
2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2↑
=
где – количество эквивалентов вещества.
Таким образом,
вещества реагируют и образуются в строго определённых (эквивалентных) количествах
или
эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.
Закон постоянства состава
(Ж. Пруст, 1799-1806 гг.)
Каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет один и тот же качественный и количественный состав.
В каждом сложном веществе, независимо от способа его получения, остаются неизменными соотношения чисел атомов элементов, входящих в его состав. При этом отношения чисел, указывающих на количество атомов различных элементов, выражаются небольшими целыми числами.
Например, вода. Независимо от способа её получения и от внешних условий существования вода всегда состоит из двух элементов – водорода и кислорода, находящихся в соотношении 2 : 1 – Н2О:
2Н2 + О2 = 2Н2О
2NаНСО3 = Nа2СО3 + СО2 + Н2О
Сu(ОН)2 + Н2SО4 = СuSО4 + Н2О.
Закон кратных отношений
(Дж. Дальтон, 1803 г.)
Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атомов одного элемента, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу атомов другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Например, на 1 г азота в его оксидах N2О, NО, N2О3, NО2, N2О5 соответственно приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода. Эти массы относятся между собой как небольшие целые числа – 1 : 2 : 3 : 4 : 5.
Закон кратных отношений фактически представляет собой объединение законов сохранения массы и постоянства состава.
Закон объёмных отношений
(Ж.Л. Гей-Люссак, 1808 г.)
Объёмы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.
Например, для протекающей в газовой фазе реакции
4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
соотношение объёмов газов равно:
: : : = 4 : 3 : 2 : 6.
Объединённый газовый закон
(Р. Бойль, 1662 г., Э. Мариотт, 1676 г.,
Ж. Шарль, 1787 г., Ж.Л. Гей-Люссак, 1802 г.)
Закон Бойля-Мариотта
РV = соnst или Р1V1 = Р2V2
(справедлив при Т = соnst)
Закон Гей-Люссака
V / Т = соnst или V1 / Т1 = V2 / Т2
(справедлив при Р = соnst)
Закон Шарля
Р / Т = соnst или Р1 / Т1 = Р2 / Т2
(справедлив при V = соnst)
Для данного количества (данной массы) идеального газа отношение произведения давления на объём к абсолютной температуре есть величина постоянная.
= соnst или =
(уравнение состояния идеального газа*)
Величина соnst пропорциональна массе данного газа, то есть
~ m или = или РV = RТ ,
(уравнение Менделеева-Клапейрона)
где R – универсальная газовая постоянная.
R = 8,314 Дж/моль·К = 0,082 = 62 400 .
Уравнение состояния идеального газа, или объединённый газовый закон, используют для приведения объёма газа к нормальным условиям:
= .
Нормальные условия (н. у.):
Р0 = 1,013 · 105 Па (760 мм рт. ст., 1 атм.) – нормальное атмосферное давление;
Т0 = 273,15 К (0 0С) – нормальная температура.
Закон Авогадро
(А. Авогадро, 1811 г.)
В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Следствие 1: молекулы простых газообразных веществ состоят из двух атомов. Например, Н2, О2, Сl2.
Следствие 2: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объём 22,4 л (молярный объём Vm):
Vm = 22,4 л/моль.
Следствие 3: молярная масса газа или пара равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молярную массу этого газа (формулировка 1):
М1 = D2 · М2,
где D2 – относительная плотность первого газа по второму.
Относительной плотностью одного газа по другому называется отношение масс равных объёмов этих газов (формулировка 2):
D2 = при условии V1 = V2.
Так как масса газа пропорциональна его молярной массе, то массы одинаковых объёмов газов относятся друг к другу как их молярные массы (формулировка 3):
= = D2 .
Таким образом:
D2 = = = ,
где и - плотности газов 1 и 2.
Закон Дальтона
(Дж. Дальтон, 1801 г.)
Общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений, то есть сумме давлений газовых компонентов.
Рсмеси = Р1 + Р2 + … + Рn
Парциальное давление газа – это давление, которым обладал бы данный газ, если бы при той же температуре он занимал объём всей газовой смеси.
Средняя молярная масса смеси газов равна сумме произведений их объёмных долей () и молярных масс:
Мср. = · М1 + · М2 + … + · Мn .
Объёмная доля газа в смеси равна отношению объёма газа (V1, V2, …, Vn) к общему объёму газовой смеси (Vсмеси), взятых при одинаковых температуре и давлении:
= , = , …, =
При этом: + + … + = 1.
ПРАВИЛА БЕЗОПАСНОГО ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТ
К лабораторной работе студент допускается только после получения инструктажа и усвоения правил техники безопасности и пожарной безопасности.
При подготовке к работе студент обязан изучить соответствующий теоретический материал, внимательно ознакомиться с методикой, и выяснить непонятные вопросы у преподавателя. Работать следует в халате, аккуратно, не суетясь, соблюдая осторожность и внимательность. Проводить незапланированные опыты запрещается.
Рабочее место необходимо содержать в чистоте и не загромождать лишними предметами (сумками, книгами). Реактивы, пролитые или рассыпанные на стол или на пол, должны быть немедленно убраны.
Опыты с агрессивными веществами следует производить в вытяжном шкафу.
Нельзя наклоняться над сосудом, в котором происходит нагревание веществ или кипение жидкости. Пробирки с нагреваемыми жидкостями следует держать отверстием от себя и от окружающих.
При ожогах концентрированными растворами кислот поражённое место промывают большим количеством воды, а затем 2 %-ным раствором питьевой соды NаНСО3, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 2 %-ным раствором перманганата калия КМnО4.
При попадании какого-либо реактива в глаза следует промыть их большим количеством воды и немедленно обратиться в медпункт.
При порезах стеклом края раны следует продезинфицировать спиртом, раствором перманганата калия или перекисью водорода, а затем обработать 5 %-ным спиртовым раствором иода и перевязать.
По окончании работы следует привести рабочее место в порядок и сдать лаборанту.
Лабораторная работа № 1
Определение относительной молекулярной массы кислорода
Оборудование, посуда, реактивы.
Техно-химические весы.
Газовая горелка.
Штатив с двумя держателями.
Ванночка.
Мерный цилиндр на 250 мл.
Пробирка с пробкой и газоотводной трубкой.
Стекловата.
Шпатель.
Стеклянная чашка.
Спички (зажигалка).
Термометр.
Барометр.
КМnО4, кристаллический.
Относительную молекулярную массу (численно равную молярной массе) вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно определить, используя следствие 2 из закона Авогадро. Для этого достаточно знать массу порции вещества m и соответствующий ей объём V0 (н. у.):
= .
Получение кислорода осуществляют по реакции разложения перманганата калия, протекающей по уравнению:
2КМnО4 = К2МnО4 + МnО2 + О2↑.
Порядок выполнения работы
Рис. 1 . Прибор для получения кислорода:
1 - штатив; 2 – газовая горелка; 3 - пробирка с КМnО4; 4 - тампон из стекловаты; 5 - газоотводная трубка; 6 - мерный цилиндр; 7 - ванночка.
Температуру воздуха в лаборатории и атмосферное давление определите по термометру и барометру.
Таблица 1
Экспериментальные данные
|
Масса пробирки с КМnО4, г |
Масса (О2), г |
Объём О2 в цилиндре, мл |
Темпера-тура, 0С |
Давление, мм рт. ст. |
Высота водяного столба, мм |
||
|
до разложения |
после разложения |
атмосферное |
водяных паров |
||||
|
m1 |
m2 |
m = m1 – m2 |
t |
Ратм. |
Рпар. |
Н |
|
Обработка результатов
=
где Р0 - нормальное атмосферное давление;
- объём кислорода при н. у.;
Т0 – нормальная температура;
- парциальное давление кислорода в цилиндре (вычисляется отдельно);
- объём кислорода в цилиндре;
Т – температура воздуха в лаборатории.
2. Парциальное давление кислорода в цилиндре рассчитайте, исходя из равновесия, описываемого уравнением:
= + + ,
где - атмосферное давление;
- давление водяных паров при данной температуре (табл. 2);
- давление столба воды (вычисляется отдельно).
3. Вычислите давление столба воды (), которое равно частному от деления высоты столба воды в цилиндре (Н) на плотность ртути:
= .
Таблица 2
Давление насыщенного водяного пара при разных температурах
|
t, 0С |
Р, мм рт. ст. |
Р, Па |
t, 0С |
Р, мм рт. ст. |
Р, Па |
|
1 |
4,93 |
657,2 |
16 |
13,64 |
1818,2 |
|
2 |
5,29 |
705,2 |
17 |
14,53 |
1936,8 |
|
3 |
5,69 |
758,5 |
18 |
15,48 |
2063,5 |
|
4 |
6,10 |
813,1 |
19 |
16,48 |
2196,8 |
|
5 |
6,54 |
871,8 |
20 |
17,54 |
2338,1 |
|
6 |
7,01 |
934,4 |
21 |
18,66 |
2487,4 |
|
7 |
7,51 |
1001,1 |
22 |
19,83 |
2643,3 |
|
8 |
8,05 |
1073,1 |
23 |
21,07 |
2808,6 |
|
9 |
8,61 |
1147,7 |
24 |
22,38 |
2983,2 |
|
10 |
9,21 |
1227,7 |
25 |
23,76 |
3167,2 |
|
11 |
9,85 |
1313,0 |
26 |
25,22 |
3361,8 |
|
12 |
10,52 |
1402,3 |
27 |
26,75 |
3565,8 |
|
13 |
11,23 |
1497,0 |
28 |
28,36 |
3780,4 |
|
14 |
11,99 |
1598,3 |
29 |
30,05 |
4005,7 |
|
15 |
12,79 |
1704,9 |
30 |
31,83 |
4243,0 |
4. Используя величину , вычислите экспериментальное значение молярной массы кислорода по уравнению:
= .
5. Определите абсолютную и относительную погрешности по формулам:
Δабс. = | – |;
Δотн. = · 100 %.
Лабораторная работа № 2
Оборудование, посуда, реактивы.
Аппарат Киппа с двумя промывными склянками (NаНСО3 и Н2SО4 конц.).
Техно-химические весы.
Колба на 250 или 500 мл с пробкой.
Мерный цилиндр на 250 или 500 мл.
Стеклограф.
Термометр.
Барометр.
СаСО3 (мрамор, известняк или мел).
Хлороводородная кислота (1 : 4).
Для получения газов (Н2, Н2S, СО2) в лабораторных условиях используют аппарат Киппа – прибор, состоящий из трёх стеклянных резервуаров шарообразной формы (рис. 2). Резервуары 1 и 2 жёстко соединены между собой, верхний резервуар 3 представляет собой воронку, удлинённый конец которой почти доходит до дна резервуара 1. Нижний резервуар снабжён тубусом 4, служащим для слива жидкости из аппарата после окончания работы (во время работы он плотно закрыт пробкой). В верхней части среднего резервуара 2 имеется тубус 5, в который вставлена пробка с газоотводной трубкой, снабжённой краном 6.
Рис. 2. Установка для получения и очистки диоксида углерода.
Для получения диоксида углерода в средний резервуар помещают карбонат кальция (куски мрамора, известняка или мела), а в верхний резервуар наливают хлороводородную кислоту. При открывании крана 6 кислота поступает из верхнего резервуара через нижний в средний, где вступает в реакцию с карбонатом кальция по уравнению:
СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2↑ + Н2О.
Для очистки и осушки газ пропускают через промывные склянки 7 и 8 с растворами гидрокарбоната натрия и серной кислоты. При закрывании крана 6 хлороводородная кислота под давлением газа вытесняется из среднего резервуара через нижний в верхний резервуар и реакция прекращается.
Порядок выполнения работы
Открыв колбу, снова пропустите в неё диоксид углерода, и закрытую колбу вновь взвесьте.
Эту операцию следует проводить до тех пор, пока расхождение между результатами двух последних взвешиваний не будет превышать 0,01 г. Таким образом будет определена масса колбы с СО2 (m2).
Экспериментальные данные внесите в табл. 3.
Таблица 3
|
Масса колбы с воздухом и пробкой, г |
Масса колбы с СО2 и пробкой, г |
Объём колбы, л |
Атмо-сферное давление, Па |
Темпера-тура, К |
Масса воздуха, г |
Масса СО2, г |
Молярная масса СО2, г/моль |
Погрешность опыта |
|
|
абсолю-тная, г/моль |
относи-тельная, % |
||||||||
|
m1 |
M2 |
V |
Р |
Т |
mвозд. |
Δабс. |
Δотн. |
||
= .
воздух массой 29 г занимает объём 22,4 л,
а массой mвозд. _ V0.
Откуда:
mвозд. = .
mколбы = m1 – mвозд..
= m2 – mколбы .
а) используя следствие 2 из закона Авогадро:
занимает объём 22,4 л,
а – V0 .
= ;
б) исходя из плотности диоксида углерода по воздуху:
= Мвозд. · Dвозд.
Dвозд. = , так как = = V0 ;
в) используя уравнение Менделеева-Клапейрона:
РV = .
Δабс. = | – |;
Δотн. = · 100 %.
Лабораторная работа № 3
Определение молярной массы эквивалента металла
Оборудование, посуда, реактивы.
Штатив с держателем и кольцом.
Бюретка с пробкой и газоотводной трубкой.
Пробирка с пробкой (с отверстием для газоотводной трубки).
Воронка.
Резиновая или силиконовая трубка.
Стакан.
Навеска металла.
Хлороводородная кислота (10 %).
В основе работы лежит способность активных металлов Мg, Аl, Zn, Fе вытеснять водород из разбавленных растворов кислот НСl и Н2SО4 по реакции:
2М + 2nН+ = Мn+ + nН2↑.
Зная массу металла и, измерив объём выделившегося в реакции водорода, можно по закону эквивалентов определить эквивалентную массу металла.
На рис. 3 изображена установка для выполнения эксперимента, которая состоит из бюретки 1, воронки 2 и соединительной гибкой трубки 3, заполненных водой. Бюретка и воронка, крепящиеся к штативу 4, представляют собой сообщающиеся сосуды. К бюретке присоединена пробирка 5, в которой осуществляется реакция кислоты с металлом.
Порядок выполнения работы
1. Получите навеску металла у преподавателя. Перед началом опыта убедитесь в герметичности установки. Для этого, проверив, плотно ли вставлены пробки в бюретку и пробирку, поднимите воронку на 10-15 см выше бюретки и зафиксируйте её в этом положении. Если в течение 1-2 минут уровень воды в бюретке не изменится, установка герметична, и можно приступать к опыту.
2. Установив одинаковый уровень воды в бюретке и воронке, замерьте уровень воды в бюретке по нижнему краю мениска V1.
3. В пробирку налейте 4-5 мл 10 % НСl.
Рис. 3. Установка для определения эквивалентной массы металла.
4. Осторожно поместите на сухой край горла пробирки, находящейся в почти горизонтальном положении, навеску металла так, чтобы металл оказался ниже пробки и не касался кислоты. Плотно закройте отверстие пробирки пробкой и переведите пробирку в вертикальное положение. При этом металл опускается в кислоту и начинается реакция.
5. После окончания реакции пробирку охладите на воздухе в течение 3-4 минут. Затем, перемещая кольцо с воронкой по штативу, вновь установите одинаковый уровень воды в бюретке и в воронке, и вновь замерьте уровень воды в бюретке V2.
Обработка результатов
1. По разности двух объёмов воды определите объём выделившегося водорода:
= V2 – V1.
2. Отметьте показания термометра (температуру воздуха в лаборатории во время опыта) и барометра (атмосферное давление).
3. Учтите, что водород, находящийся над водой в бюретке, насыщен водяным паром. Поэтому общее давление в бюретке, равное атмосферному, складывается из парциальных давлений водорода и насыщенного водяного пара:
= +
Тогда:
= – .
Давление водяного пара при температуре опыта определите по табл. 2.
4. Определение эквивалентной массы металла проводят одним из двух способов:
а) по массе выделившегося водорода , которую находят по уравнению Менделеева-Клапейрона:
ּ = ּ RТ,
а затем по закону эквивалентов вычисляют экспериментальное значение эквивалентной массы :
= ;
б) по объёму выделившегося водорода , который приводят к нормальным условиям по уравнению объединённого газового закона:
= ,
где Р0, Т0 – нормальные атмосферное давление и температура;
- объём водород при н. у.
По закону эквивалентов определяют экспериментальное значение эквивалентной массы металла :
= ,
где = 11,2 л/моль.
5. Исходя из молярной массы металла ММ и валентности В, рассчитывают теоретическое значение его эквивалентной массы:
(теор.) = .
6. Абсолютную и относительную погрешности (ошибки) эксперимента определяют по формулам:
Δабс. = | (теор.) – |;
Δотн. = · 100 %.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Вариант 1
Вариант 2
Fе(ОН)2Сl + NаОН = Fе(ОН)3 + NаСl;
Fе(ОН)2Сl + НСl = FеОНСl2 + Н2О;
Fе(ОН)2Сl + 2НСl = FеСl3 + 2Н2О.
Вариант 3
Н2SО4 + 2КОН = К2SО4 + 2Н2О;
Сu(ОН)2 + НСl = СuОНСl + Н2О.
Вариант 4
Вариант 5
Вариант 6
Вариант 7
Вариант 8
б) С2Н6 – этан;
в) С3Н8 – пропан ?
Вариант 9
Вариант 10
Вариант 11
а) его плотности по кислороду;
б) молярного объёма.
Са(НСО3)2 + 2НСl = СаСl2 + 2СО2↑ + 2Н2О
Аl(ОН)2Сl + КОН = Аl(ОН)3↓ + КСl
Вариант 12
Вариант 13
К2СО3 + НI = КНСО3 + КI;
К2СО3 + 2НI = 2КI + СО2 + Н2О.
Вариант 14
Вариант 15
а) 1,19 г СаСО3;
б) 170 г АgNО3.
Вариант 16
Вариант 17
б) 17 г АsН3 .
Вариант 18
Вариант 19
Вариант 20
Вариант 21
Вариант 22
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
СОДЕРЖАНИЕ
|
Фундаментальные понятия и термины химии |
3 |
|
|
Закон сохранения массы и энергии |
8 |
|
|
Закон эквивалентов |
9 |
|
|
Закон постоянства состава |
9 |
|
|
Закон кратных отношений |
10 |
|
|
Закон объёмных отношений |
10 |
|
|
Объединённый газовый закон |
11 |
|
|
Закон Авогадро |
12 |
|
|
Закон Дальтона |
13 |
|
|
Правила безопасного проведения работ |
14 |
|
|
Лабораторная работа № 1. Определение молекулярной массы кислорода |
15 |
|
|
Лабораторная работа № 2. Определение молекулярной массы диоксида углерода. |
19 |
|
|
Лабораторная работа № 3. Определение молярной массы эквивалента металла |
23 |
|
|
Контрольные задания |
27 |
|
|
Список рекомендуемой литературы |
32 |
АГТУ. Заказ № . Тираж экз.
* Реакция – от латинского rе – противо и асtiо – действие.
* r – от латинского rеlаtivus – относительный.
* Эквивалент – нечто равноценное, равнозначное, равносильное другому, полностью замещающее его.
* Масса – одна из основных характеристик материи, определяющая её инертные и гравитационные свойства.
** Энергия (от греческого – еnеrgеiа – действие, деятельность) – общая количественная мера различных форм движения материи.
* Идеальный газ – теоретическая модель газообразного состояния, для которого энергия взаимодействия между молекулами пренебрежимо мала по сравнению с кинетической энергией их хаотического (теплового) движения.