Экспериментальная часть

ХИМИЯ

методическое указание к лабораторным работам

для студентов 1 курса всех специальностей,

кроме ЭВМ, ЭК, БЖТ

Часть 1

МОСКВА 2008

Авторы: канд. хим. наук, доцент Вера Васильевна Ефанова,

профессор канд. хим. наук Нина Валентиновна Заглядимова.

Рецензент - канд. хим. наук, доцент Хлесткова Н.В. (РГОТУПС)

Лабораторная работа № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА,

ЭКВИВАЛЕНТНОЙ И АТОМНОЙ МАССЫ МЕТАЛЛА

Цель работы:

1. Ознакомить студентов с основными химическими законами и единицами массы.

2. С помощью математической обработки подученных студентами экспериментальных данных сделать вывод о названии металла, данного для работы и его положении в периодической таблице Д.И.Менделеева.

Основные понятия и термины

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 сказанному 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.

Масса атомов и молекул выражается в атомных единицах массы (а.е.м.), принятых в 1961 г. За одну 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.

Так, относительная атомная масса цинка (Ar) равна 65,38 а.е.м., относительная молекулярная масса воды (Mr) равна: 1,008 х 2 + 15,9994 = 18,0154 а.е.м. и т.д.

Однако, 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.

Применяя слово "моль", необходимо в каждом случае точно указывать, какие единицы входят в данное вещество. Существует 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 ~16г/моль, молекулярного кислорода ~32 г/моль.

В моле любого вещества содержится совершенно одинаковое количество структурных единиц. Это число называет числом Авогадро и принимают его значение равным 6,02·10²³.

Часто в химических расчетах используется понятие эквивалента.

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется без остатка с 1 молем 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, ½ моля и 1/3 моля. Масса одного эквивалента называется его эквивалентной массой или молярной массой эквивалента. Выражается в г/моль.

Так, в приведенных примерах эквивалентные массы хлора, серы и азота легко подсчитать, используя атомные массы этих элементов, они соответственно равны:

m _э(Cl) = 35,5 г/моль; m _э(S) = 32:2 = 16 г/моль; m _э(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.

Например:

а) ZnO, эквивалентные массы металла и кислорода, соответственно равны половине молярных масс атомов:

,

б) SO₃. Валентность серы в оксиде равна 6, следовательно, ;

2. Эквивалентная масса кислоты равна её молярной массе, деленной на основность кислоты (число атомов водорода в молекуле кислоты).

Например:

а) HNO₃. Молярная масса 63 г/моль. Кислота одноосновная, следовательно, эквивалентная масса равна 63: 1 = = 63 г/моль.

б) H₃PO₄. Молярная масса 98. Основность равна 3.

3. Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла; образующего основание.

Например:

Mg(OH)₂. Молярная масса его 58 г/моль. Эквивалентная масса равна 58: 2 = 29 г/моль.

4. Эквивалентная масса соли равна отношению её молярной массы к произведению валентности металла на число его атомов в молекуле.

Например:

а) NaCO₃. Молярная масса соли 106 г/моль. Валентность металла I, число его атомов 2. Эквивалентная масса NaCO₃:106: (I х 2) = 53 г/моль.

б) Al₂(SO₄)₃ Молярная масса 342 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 зависит от количества атомов водорода, участвующих в реакции и соответственно равны:

,	(1)
,	(2)

,

(3)

т.к. в реакции было замещено только две гидроксидных группы на кислотный остаток.

,

(4)

т.к. произошло замещение всех трех гидроксогрупп.

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 FeO₂.

Эквивалент кислорода по определению равен ½ моля атомов, эквивалентная масса кислорода равна 16: 2 = 8 г/моль. В данном соединении на ½ моля атомов кислорода приходится столько же, т.е. ½ 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[1] и Рихтером[2]: «Элементы и вещества соединяется друг с другом, а также замещают друг друга в химических реакциях в строго определенных весовых количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам»

Математическая запись закона такова:

(I)

где m₁ и m₂ – массы взаимодействующих элементов или веществ, г; m_Э1 и m_Э2 – соответственно эквивалентные массы этих веществ, г/моль.

Пример 2. Определить эквивалентную и молярную массы 3-х валентного 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

m_O = 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 = m_э(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 35,45 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) должны быть равны отношению их эквивалентных масс:

,

отсюда г/моль.

III. Если в химической реакции одно из участвующих веществ находится в газообразном состоянии, то запись закона эквивалентов выражается формулой:

(II)

где соответственно m_(Me) и m_э(Me) – масса металла и его эквивалентная масса, а V и V_э - 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 [3] (1811): «В равных объемах различных газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.»

Экспериментальная часть

1. 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 методическом указании).

2. Порядок выполнения работы

Прибор для определения эквивалента и эквивалентной кассы металла состоит из бюретки (емкостью 50 мл), воронки и пробирки, соединенных резиновыми трубками (см. 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 деления бюретки вниз и закрепить её (см. 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 (см. рис. 1 в).

4. Отмерить с помощью градуированной пробирки или пипеткой 5 мл разбавленной HCl (см. 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 (см. рис. 4 а). Отметить и записать начальный уровень воды в бюретке (а ₁) 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 (см. рис. 4 б), Отметить и записать конечный уровень воды в бюретке (а ₂).

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 a₁ и a₂ – соответственно начальный и конечный уровни воды в бюретке, мл

2. Приведите найденный объем водорода к нормальным условиям по формуле:

,

где – и объем водорода при н.у., мл;

– и объем водорода, полученный в опыте, мл;

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:

V_э(H) =11,2 л/моль = 11200 мл/моль.

4. Получите у преподавателя величину удельной теплоемкости исследуемого металла и, используя её значение, определите приближенную массу металла с помощью правила Дюлонга и Пти.

.

5. Зная приближенную атомную массу металла и его эквивалентную массу, найдите валентность металла, округлив её значение до целого числа.

.

6. Рассчитайте точную атомную массу металла.

Давление водяного пара, мм.рт.ст.

Таблица 1.

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.

.

Полученные результаты занесите в таблицу.

Таблица 2.

				δ	Уравнение реакции