Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия

Подождите немного. Документ загружается.

Федеральное агентство по образованию

Тверской государственный технический университет

УЧЕБНО-ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

ПО КУРСУ «ХИМИЯ»

Издание первое

Тверь 2009

УДК 546 (076.5)

ББК 24.1 я 7

Учебно-лабораторный практикум по курсу «Химия» / Е.Н. Автоно-

мова, С.Л. Горцевич, В.И. Луцик, Е.В. Моргунова, А.Е. Соболев,

Ю.В. Чурсанов; под ред. В.И. Луцика. 1-е издание. Тверь: ТГТУ, 2009.

112 с.

Дано краткое изложение теоретических основ разделов и приведе-

ны описания лабораторных работ по курсу «Химия» для студентов инже-

нерных направлений и специальностей технического университета.

Рецензенты: кафедра неорганической и аналитической химии Твер-

ского государственного университета (зав. кафедрой кандидат химических

наук доцент Феофанова М.А.), доктор химических наук профессор

Папулов Ю.Г. (Тверской государственный университет).

ISBN 978-5-7995-0501-1 © Тверской государственный

технический университет, 2009

ВВЕДЕНИЕ

Настоящий практикум построен так, чтобы студент, используя толь-

ко это издание, мог изучить теоретический раздел курса химии, необходи-

мый для выполнения исследования, получить экспериментальные ре-

зультаты, правильно их обработать и подготовиться к защите лаборатор-

ной работы. Каждая рассмотренная в нем тема имеет достаточно информа-

тивное теоретическое описание и обоснование экспериментальной части

работы, подробное изложение методики выполнения опытов, рекоменда-

ции по анализу и обсуждению результатов, а также контрольные вопросы

для оценки знаний по изученной теме.

В учебно-лабораторном практикуме представлены 10 тем курса «Хи-

мия»: атомно-молекулярное учение; способы выражения состава раство-

ров, приготовление раствора с заданной концентрацией растворенного ве-

щества; закономерности химических процессов; поверхностные явления,

дисперсные системы; растворы неэлектролитов, определение молярной мас-

сы растворенного вещества методом криоскопии; диссоциация электро-

литов; окислительно-восстановительные реакции; электрохимические про-

цессы; химические свойства s-, p- и d-элементов.

Практикум предназначен для студентов инженерных нехимических

специальностей и направлений дневной и заочной форм обучения.

1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ

Атомно-молекулярное учение имеет особое значение для развития

химии. В его основе лежит атомистика материалистов древней Греции

Левкиппа (500 – 440 до н. э.), Демокрита (460 – 370 до н. э.), Эпикура (342

– 270 до н. э.). Они на основе логики и путем дискуссий разработали фило-

софское учение о дискретном строении материи.

Угнетение науки со стороны религии привело к тому, что важней-

шие фундаментальные идеи атомистики не получили развития до середи-

ны второго тысячелетия. Возрождение атомистики началось с трудов

французского философа Пьера Гассенди (1592–1655 гг.), собравшего во-

едино забытые концепции древнегреческих философов. Он их подробно

изложил в своих трудах «О жизни, нравах и учении Эпикура» и «Свод фи-

лософии Эпикура». В этот период Р. Бойль (1627–1691 гг.) установил фун-

даментальный закон, описывающий зависимость объема газа от его давле-

ния. Объяснить эту зависимость могла только атомистика: если газ имеет

дискретное строение, то легкость его сжатия обусловлена сближением ато-

мов в результате уменьшения свободного пространства между ними (в то

время молекулярное строение газов не было установлено). Первое при-

менение атомистики для количественной оценки наблюдаемых явлений

природы привело к важным выводам:

превратившись из философской гипотезы в научную концепцию,

атомистика становится мощным инструментом, позволяющим давать

единственно правильную трактовку разнообразным явлениям природы;

для скорейшего превращения атомистики из философской гипотезы

в научную концепцию необходимо искать доказательства существования

атомов, исследуя газы.

Однако пройдет еще около 100 лет, прежде чем химики займутся ис-

следованием газов. Именно тогда последует серия открытий простых ве-

ществ: водорода, кислорода, азота, хлора. Несколько позже исследования

поведения газов приведут к установлению законов, которые принято назы-

вать основными законами химии. Они и позволили сформулировать важ-

нейшие положения атомно-молекулярного учения.

Основные количественные законы

Закон сохранения массы вещества

Важнейшее значение для химии имело установление М.В. Ломоно-

совым закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего зако-

на естествознания – закона сохранения материи. В письме к Д. Эйлеру

(1748 г.) он говорил: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть

состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовоку-

пится к другому, ежели где убудет несколько материи, то умножится в

другом месте... Сей всеобщий закон простирается и в самые правила дви-

жения» [7]. Это положение Ломоносов подтвердил экспериментально в

1756 г., повторив опыты Р. Бойля по прокаливанию металлов в запаянных

стеклянных ретортах. Он показал, что если сосуд, содержащий металл,

взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остается без

изменений. При нагревании же металла в открытой реторте масса увеличи-

вается за счет его соединения с воздухом, проникающим в сосуд.

Аналогичные эксперименты проделал в 1777 г. А. Лавуазье, который

после открытия в 1774 г. Д. Пристли кислорода уже знал качественный и

количественный состав воздуха.

1.1.2. Закон постоянства состава

Пруст в 1801 г. установил, что каждое химическое соединение неза-

висимо от способа получения имеет постоянный состав. Например, оксид

углерода (IV) можно получить по любой из реакций, представленных урав-

нениями:

С + О

= СО

; 2СО + О

= 2СО

; СаСО

= СО

+ СаО.

Утверждение, обратное закону о постоянстве состава веществ: каж-

дому определенному составу отвечает только одно химическое соедине-

ние, – неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт име-

ют одинаковый химический состав С

О, но отличаются друг от друга

структурой молекул, т. е. порядком соединения в них атомов (изомеры):

СН

– О – СН

СН

– СН

– ОН

Закон постоянства состава строго справедлив лишь для веществ с

молекулярной структурой. Позже стало известно о существовании хими-

ческих соединений переменного состава (так называемых нестехиометри-

ческих соединениях), например TiO

1,9-2,0

1.1.3. Закон эквивалентов

В. Рихтер (1792–1794 гг.) установил, что химические элементы со-

единяются друг с другом, а вещества реагируют в эквивалентных количе-

ствах.

В современной химической литературе под эквивалентом подразу-

мевают реальную частицу или ее условную долю, которая в кислотно-

основных реакциях соответствует одному иону Н

(или другому одноза-

рядному иону), а в окислительно-восстановительных – одному электрону.

1.1.4. Закон кратных отношений

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических со-

единений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие мас-

сы другого, которые относятся между собой как простые целые числа

(Д. Дальтон, 1803 г.). Закон кратных отношений представляет собой даль-

нейшее развитие закона эквивалентов, основанное на последовательном

анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии

друг с другом двух любых химических элементов. Данные табл. 1.1 иллю-

стрируют этот закон.

Таблица 1.1

Отношение масс кислорода и азота в оксидах

Оксид N

O NO N

/ m

0,57 1,14 1,71 2,28 2,85

) / 0,57 1 2 3 4 5

В дальнейшем Д. Дальтон (1776–1844 гг.), используя открытый им

закон кратных отношений, а также законы эквивалентов и постоянства со-

става, создал новую версию атомистической теории, основанную на коли-

чественных соотношениях, возникающих при взаимодействии между хи-

мическими элементами.

Доказательство постоянства состава для самых разнообразных хими-

ческих соединений является свидетельством в пользу дискретного строе-

ния материи. Справедливость же закона постоянства состава для любого

ряда соединений, образующихся при взаимодействии пары химических

элементов, возможна лишь в том случае, когда состав соединений будет

отличаться один от другого на целые атомы. Естественно, что и основные

законы химии справедливы лишь при условии, что материя действительно

состоит из мельчайших неделимых частиц.

Выдвигая новую версию атомистической теории, опирающуюся на

основные химические законы, Д. Дальтон сохранил предложенное древне-

греческими философами-атомистами название для мельчайших неделимых

частиц материи – атом. Использование закона постоянства состава и зако-

на кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения отно-

сительных атомных масс элементов, принимая за единичную – массу ато-

ма водорода. Так, атом Дальтона, обладающий конкретным материальным

свойством – атомной массой, из отвлеченной модели превратился в кон-

кретное химическое понятие. С введением в химию понятия «атомная мас-

са» наука переходит на более высокую ступень своего развития.

Вместе с тем атомистика Дальтона еще не свободна от недостатков:

в ней нет понятия «молекула», а существуют только «сложные атомы».

1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей

соединения газов оказалось необходимым предположить следующее:

1) исследуемые газы состоят не из атомов, а из молекул; 2) в равных

объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содер-

жится одинаковое число молекул.

Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. Аво-

гадро в 1811 г., вошло в химию как закон Авогадро. Однако в начале

XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные хи-

мики того времени – Д. Дальтон и Й. Берцелиус – отрицали возможность

существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов.

Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при нор-

мальных условиях (н.у.), когда Т

= 273 К, Р

= 1 атм = 101,325 кПа), зани-

мает объем 22,4 дм

. Это значение применяется в отечественной литерату-

ре до настоящего времени. Однако, по рекомендации ИЮПАК, с 1982 г.

стандартными считаются давление 10

Па и температура 273 К, тогда

= 22, 7 дм

/моль.

Неотъемлемой частью атомно-молекулярного учения являются зако-

ны состояния газов.

Закон Бойля-Мариотта: для фиксированного количества газа при

постоянной температуре

PV = const; (1.1)

закон Гей-Люссака, связывающий для фиксированного количества

газа его параметры отношением

V/T = const; (1.2)

объединенный газовый закон для фиксированного количества газа:

⋅⋅

; (1.3)

закон парциальных давлений Дальтона: давление смеси газов, не

вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме их

парциальных давлений:

P = Σ P

. (1.4)

Независимая оценка значения молярной массы М может быть прове-

дена на основании обобщенного уравнения Клапейрона – Менделеева:

=VP

⋅⋅⋅

, (1.5)

где Р – давление газа в замкнутой системе, Па; V – объем системы, м

;

m – масса газа, кг; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газо-

вая постоянная; М – молярная масса газа, кг/моль. Для 1 моля идеального

газа P

= R, где R = 8,314 Дж/(моль · К) – работа расширения одного

моля идеального газа, взятого при нормальных условиях, при нагревании

его на один градус.

1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения

Великие русские химики XIX столетия внесли свой вклад в развитие

атомно-молекулярного учения. Прежде всего это теория химического

строения А.М. Бутлерова (1858 г.) и периодический закон химических

элементов Д.И. Менделеева (1869 г.).

Сущность теории Бутлерова заключалась в том, что химические

свойства соединений определяются их строением, в том числе порядком

связи атомов в молекулах.

Формулируя периодический закон, Д.И. Менделеев в качестве пара-

метра для выявления закономерности свойств элементов и их соединений

избрал атомный вес, поскольку строение самих атомов в тот период не

было известно. Через 45 лет было доказано, что химические свойства эле-

ментов находятся в периодической зависимости от заряда ядра, совпадаю-

щего с порядковым номером элемента. Таким образом, уровень понимания

основных законов химии и положений атомно-молекулярного учения

углубляется по мере развития экспериментальных и теоретических иссле-

дований в этой области.

1.1.7. Основные положения атомно-молекулярного учения

Сформулируем главные идеи атомно-молекулярного учения:

все вещества состоят из атомов;

атомы каждого вида одинаковы, но отличаются от атомов любого

другого вида;

при взаимодействии атомов образуются молекулы (из атомов одного

вида образуются гомоядерные молекулы, из атомов разного вида – гетеро-

ядерные);

при физических явлениях молекулы сохраняются, а при химических

– разрушаются (в химических реакциях атомы, в отличие от молекул,

сохраняются);

химические реакции заключаются в образовании новых веществ из

тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

Современная трактовка принципа дискретности (прерывности) мате-

рии иллюстрируется схемой, показывающей, что усложнение вещества

происходит в направлении:

фундаментальные частицы → атом → молекула → ассоциат → агрегат

(атомы могут формировать ассоциаты, минуя молекулярную структуру).

Атом – наименьшая частица, являющаяся носителем свойств хими-

ческого элемента. Атомы – нейтральные сложные микросистемы, состоя-

щие из положительно заряженных ядер, окруженных электронами. Моле-

кула – наименьшая частица соединения, обладающая его химическими

свойствами. Многие соединения имеют не молекулярную, а атомную

(например, металлы) или ионную структуру.

Массы атомов и молекул измеряют в относительных единицах –

атомных единицах массы (а.е.м.):

1 а.е.м. = 1/12 массы атома

С = 1,66 ∙ 10

–27

кг.

Для обозначения относительной массы атомов и молекул применяют

индекс r (от английского слова relative – относительный): A

(Fe) = 56;

(HNO

) = 63.

На практике имеют дело не с отдельными атомами или молекулами,

а с их молярными количествами.

Моль – количество вещества, содержащего столько структурных

единиц (например, атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько атомов содер-

жится в 12 г углерода

С. Это количество называют числом Авогадро

= 6,02·10

моль

–1

). Масса одного моля соединения численно равна мас-

се его молекулы в а.е.м., но выражается в граммах: M(HNO

) = =

63 г/моль.

Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы

к количеству вещества:

М = m / n, (1.6)

где m – масса, г; n – количество вещества, моль; М – молярная масса,

г/моль.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной мо-

лекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение моля опирается на число структурных частиц, содер-

жащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода

содержит 6,022∙10

атомов этого элемента. Число N

= 6,022∙10

моль

–1

носит название постоянной Авогадро и выведено на основании его закона.

1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных масс

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может

меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквива-

лент элемента также может быть различным в зависимости от вида соеди-

нения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как мо-

лекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее

часть.

Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению

+ 2KOH = K

HPO

+ 2H

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на ато-

мы калия

(кислота проявляет основность, равную 2). С другой стороны, на

взаимодействие с одной молекулой ортофосфорной кислоты расходуется

два иона ОН

–

щелочи, следовательно, на взаимодействие с ½ молекулы

кислоты потребуется один ион ОН

–

. Эквивалентом кислоты является

½Н

РО

, а эквивалентом щелочи – частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы ве-

щества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентно-

сти (f

). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая

меньше либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведе-

ны в табл. 2.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную еди-

ницу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо части-

цы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффици-

ент перед формулой частицы:

эквивалент = f

∙ (формульная единица вещества). (1.7)

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кис-

лоты равен ½, а для щелочи КОН – 1.

Между H

и КОН также могут происходить и другие реакции.

При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

+ 3KOH = K

+ 3H

O f

) = 1/3

+ KOH = KН

+ H

O f

) = 1

Эквивалент как частица может быть охарактеризован молярной

массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества п

Молярная масса эквивалента (М

) – это масса одного моля эквива-

лентов, г/моль. Она равна произведению молярной массы вещества на фак-

тор эквивалентности:

= M · f

. (1.8)

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме мо-

лярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

(оксида) = М

(элемента) + М

(О),

(кислоты) = М

(Н) + М

(кислотного остатка),

(основания) = М

(Ме) + М

(ОН),

(соли) = М

(Ме) + М

(кислотного остатка).

Газообразные вещества, кроме молярной массы эквивалента, имеют

молярный объем эквивалента (другой термин – эквивалентный объем, V

)

– объем, занимаемый молярной массой эквивалента, или объем одного

моля эквивалентов (размерность – дм

/моль). При н.у. получаем

4,22

⋅=⋅=

эmэm

fVfV

. (1.9)

Эквивалентный объем водорода при н.у. равен V

(Н

) = 22,4/2 =

= 11,2 дм

/моль (объем 1 г газа при н.у.), соответственно V

(О

) = 22,4/4 =

= 5,6 дм

/моль.

Пример

Определить фактор эквивалентности и эквивалент для солей:

а) ZnCl

; б) КНСО

; в) (MgOH)

Решение

Согласно формулам, приведенным в табл. 1.2,

а) ZnCl

(средняя соль):

111

===

B(Cl)n(Cl)

B(Zn)n(Zn)

⋅⋅⋅⋅