Лабораторная работа 29-30

Тема: Определение содержания железа в соли Мора

Цель:

 

Обучающая– научиться определять концентрацию железа (в соли Мора) в растворе.

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на лабораторных занятиях

 

Ход урока:

1. Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут

2. Проведение лабораторной работы - 50 минут

3. Обработка результатов - 30 минут

 

Оборудование:раствор соли Мора, 2Н серная кислота, КМnO_4, пробирки, хим. стаканы, спиртовка, оборудование для титрования, весы аналитические.

Ход работы

Соль Мора имеет состав (NH₄)₂ SO₄ * FeSO₄* 6 H₂O или (NH₄)₂ SO₄ * Fe(SO₄)₂* 6 H₂O.

В мерную колбу возьмем немного раствора соли Мора, доведем её объем до метки 100 мл дистиллированной водой и перемешайте.

Ополосните полученным раствором пипетку, и перенесите 10 мл этого раствра в коническую колбу, подкислите его 8–10 мл 2Н раствором серной кислоты и на холоде (т. к. при нагревании Fe⁺² окисляется до Fe⁺³) титруйте раствором перманганата калия до появления неисчезающей слабо-розовой окраски раствора.

Титрование повторите 2–3 раза.

Вычислите кол-во железа, содержащегося в соли Мора по формулам:

С (соли Мора)= V (средний объем перманганата* С (перманганата калия)/V (соли калия пошедшего на титрование) Мора)

м (Fe)= С (соли Мора)* М эквивалента соли Мора * V (соли Мора, в литрах)

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали	Что наблюдали	Расчеты	Вывод (уравнения реакций)

 

СОДЕРЖАНИЕ ЗАНЯТИЙ СРСП

СРСП № 1

На тему:История возникновения аналитической химии

Цель:

Обучающая– глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

 

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

 

Овладение методами физико-химического анализа и умения применять их для изучения равновесий в различных системах является одним из важных этапов в подготовке современного специалиста химика-технолога. Возникновение предметапонятие физико-химического анализа было введено Н.С.Курнаковым в 1913 году. Зарождение предмета и метода ФХА проходило по следующим этапам.

До работ М.В.Ломоносова химия занималась исследованием качественных изменений, количественные наблюдения почти не проводились. В 1748 г. Ломоносов сформулировал закон сохранения массы и энергии. «Все перемены, в натуре встречающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте… Сей общий естественный закон распространяется и в самые правила движения, ибо тело, движущее свою силою другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает».

Позднее (1772-1789 гг.) работы Ломоносова были повторены А.Лавуазье, исследования которого стали широко известны и явились отправной точкой развития количественного анализа.

В дальнейшем были сформулированы важнейшие законы химии: закон эквивалентов (И.В. Рихтер, 1792 г.), закон кратных отношений (Д.Дальтон, 1803 г.), закон постоянства состава (Ж.Л.Пруст, 1806 г.), которые получили простое объяснение благодаря атомно-молекулярному учению Дальтона (1803-1808 гг.) Закон постоянства состава имел решающее значение для дальнейшего развития химии. Понятие о химическом соединении внесло в химию простоту и ясность, ограничило круг изучаемых веществ из огромного многообразия вещественных форм, но при этом из поля зрения науки выпали все классы веществ с переменным составом - растворы, расплавы, твердые растворы, стекла и т.д. Для исследования этих чрезвычайно сложных веществ не существовало в то время ни экспериментальных, ни теоретических методов. Сосредоточение внимания химиков на свойствах веществ позволило сформулировать такие законы, как теория строения органических соединений А.М.Бутлерова, периодический закон Менделеева. Благодаря понятию о химическом элементе стала быстро развиваться аналитическая химия.

Проверка домашнего задания

Обобщение и систематизация полученныхзнаний

Выставление оценок

Домашняя работа: Подготовить доклад на тему: Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

СРСП № 2

На тему:Способы выражения концентрации растворов

Цель:

Обучающая– глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

 

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

 

Концентрация раствора (С) - это отношение количества растворенного вещества (А) к объему раствора (V). Другими словами, С (А) показывает количество вещества в единице объема раствора.

Основной единицей измерения количества веществаявляется моль.1 моль вещества содержит 6,022 * 10²³ элементарных объектов (например атомов).

В количественном анализе широко используют и дольную единицу моля - миллимоль (ммоль). 1 моль = 1000 ммоль.

В системе СИ основной единицей выражения концентрации растворов является молярная концентрации (моль/м³), на практике - моль/дм³, допускается моль/л.

М о л я р н а я концентрация C (А), См - это количество моль вещества А, содержащегося в 1 л раствора.

C_М = m×1000/М×V ,

где m –масса вещества , г; М – относительная молекулярная (молярная ) масса вещества, г/моль; V – объем раствора, мл.

При этом используют следующие формы записи: например, 0,1М HCl, или С(НСl) =0,1 моль/л = 0,1 ммоль/мл.

Молярная концентрация эквивалента С_Н(нормальная концентрация) - это количество моль эквивалентов вещества, находящихся в 1 л раствора.

При этом применяют такие формы записи: например, 0,1 н H₂SO₄,С(H₂SO₄) = 0,1 моль-экв/л = 0,1 мэкв/мл; С(1/2 H₂SO₄) = 0,1 моль/л, где 1/2 - фактор эквивалентности ( f ). Если f=1, то предпочтительнее использовать термин "молярная" концентрация.

Эквивалентом называется такая часть атома, иона или молекулы, которая химически равноценна (эквивалентна) одному иону
водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Единицей количества эквивалента вещества является моль.

Например, в реакции

2NaOH+ H₂SO₄ =Na₂SO₄ +2H₂ О или

NaOH+1/2 H₂SO₄ =1/2Na₂SO₄ +H₂О

эквивалент серной кислоты будет равен 1/2H₂SO₄ , где 1/2 - фактор эквивалентности.

Фактор эквивалентности ( f ) - это число, показывающее какая часть моля вещества равноценна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной, окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности может быть равен 1 или меньше 1, например, f (NH₄OH)=1; f (H₂SO₄ )=1/2; f (KMnO₄)= 1/5 и т.д.

Для нахождения фактора эквивалентности вещества обязательно надо указывать реакцию , в которой данное вещество участвует. В реакциях кислотно-основного взаимодействия

фактор экивалентности равен :

f = 1/[H⁺], где [H⁺]- число ионов водорода ,отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом.

Для нахождения f в окислительно- восстановительной реакции составляют полуреакции и вычисляют его значение по формуле:

f = 1/ z , где z – число электронов , отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом в данной полуреакции. Например, в полуреакции:

I₂ + 2e = 2I^-

f ( I₂ ) =1/2, а f ( I^- ) = 1.

Молярной масс о й эквивалента вещества (М_Э) называют массу одного моль-эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества (М). Например. М_Э(H₂SO₄) =f(H₂SO₄ )×M(H₂SO₄ )=1/2×98 =49г/моль-экв; М_Э(H₂SO₄) - молярная масса эквивалента серной кислоты.

Молярная концентрация эквивалента вычисляется по формуле:

С_Н = m×1000/ M_Э· V

Взаимосвязь между молярной концентрацией и молярной концентрацией эквивалента отражена в следующей формуле:

С_М =f×C_Н

Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой строго в эквивалентных соотношениях. Другими словами, количество моль-эквивалентов одного вещества (А) равно количеству моль -эквивалентов другого вещества (В), если они взаимодействуют между собой без остатка. Если известна молярная концентрация эквивалента, например, щелочи С(NaОН) и объем раствора V (NaOH), израсходованный на титрование кислоты (НСI), то количество миллиэквивалентов (мэкв) щелочи, затраченное на реакцию, будет равно:

n (NaOH) =Cн(NaOH)·V(NaOH).

По закону эквивалентов:

n(NaOH)=n(HCI)

Количество мэкв кислоты, находящееся в растворе, можно представить соотношением:

n(HCI)=Cн(HCI)×V(HCI)

Отсюда получается важное уравнение:

Cн(NaOH)× V (NaOH)= Cн(HCI)×V(HCI),

которое лежит в основе всех расчетов в титриметрическом анализе и представляет собой математическое выражение закона эквивалентов в титриметрии.

Массовая концентрация - это отношение массы растворенного вещества к объему раствора.

Численное значение этой концентрации выражается в г/л, мг/мл , г/мл. В титриметрическом анализе применяют единицу измерения массовой концентрации в г/мл. Это - т и т р раствора, Т.

Например, Т (HNO₃)=0,01232 г/мл.

Т =m /V

Зная титр раствора, можно вычислить молярную концентрацию раствора вещества (A):

C(A)=T(A)×1ООО/М(А)

Аналогично рассчитывают молярную концентрацию эквивалента вещества (А):

С(f×A)=T(A)×1000/M_Э(А)

В титриметрическом анализе для расчета массы определяемого вещества в серийных анализах используют такой способ выражения массовой концентрации, как титр рабочего раствора В по определяемому веществу А.

ТИТР рабочего раствора по определяемому веществу, Т(В/А) (г/мл) - это отношение массы m (А) определяемого вещества к эквивалентному объему V (В) рабочего раствора:

T(B/A)=m(А)/V(В).

Другими словами, Т(В/А) показывает, какая масса анализируемого вещества (А) реагирует с I мл рабочего раствора вещества (В).

Зная Т (В/А) (г/мл) и объем (мл) рабочего раствора (В), затраченного на титрование, можно рассчитать массу (г) определяемого вещества:

m (А) =Т(В/А)×V(В).

Например, m(Na₂CO₃)=T(HCI/ Na₂CO₃)×V(HCI). Кроме того:

 

Т (В/А) = Сн(В)×М_Э(А)/1000

 

Массовая доля w(А) вещества А -это отношение массы m(А) вещества А к общей массе m_общраствора или смеси веществ:

 

w(А)= m(А) / m_общ

В количественном анализе массовую долю измеряют в процентах.

Она характеризует содержание компонента в твердом веществе или растворе: w(А) = [m (А)/m_общ]×100(%).)

При этом возможны, например, следующие варианты употребления терминов, реактив чистотой 98% (по массе); соль, содержащая по массе 3.1% примесей, минерал с массовой долей SiO₂ 8.4%,w( SiO₂) =8,4%; раствор плотностью 1,28 г/см³ с массовой долей H₂SO₄37% или w( H₂SO₄)=37%.Это означает , что 37 г серной кислоты содержится в 100 г раствора , плотность которого равна 1.28 г/см³.

В справочных таблицах приведены для растворов кислот, оснований и некоторых солей соответствующие значения плотностей этих растворов (r в г/см³} и массовые доли (w %) веществ. Используя эти величины можно рассчитать молярную, нормальную или массовую концентрацию вещества в растворе.

Пример1: Вычислить молярную, нормальную концентрации и титрраствора H₂SO₄по его массовой доле (30%) и плотности (1,22г/см⁸).

Решение: В 100/1,22 мл раствора содержится 30 г H₂SO₄, а в
1000 мл - IOOO×30×I,22/IOO = 366 г. Тогда, С(H₂SO₄) =366/98= 3,7
моль/л, a С(I/2 H₂SO₄)=366/ 49=7, 5 моль/л. T( H₂SO₄) = 366/1000=
0,3660 г/мл.

Взаимосвязь между молярной концентрацией, молярной концентрацией эквивалента и массовой долей растворенного компонента приводится в следующих формулах:

 

С_Н =w×r×10 / М_Э

 

С_М =w×r×10 / М

При приготовлении растворов массу (или навеску) вещества m_A, рассчитывают, исходя из заданных объема и концентрации (чаще всего нормальной) раствора, по формуле:

, (1)