Кафедра химико-технологических процессов

Кафедра химико-технологических процессов

для студентов очной, очно-заочной и заочной форм обучения

Лабораторный практикум предназначен для студентов высших учебных заведений инженерных специальностей, изучающих курс общей химии, для очной, очно-заочной и заочной форм обучения.

В теоретическом материале каждого раздела рассматриваются основные законы и химические понятия, приводятся примеры химических реакций взаимодействия и решение задач.

Лабораторные работы разработаны на основе, имеющихся на кафедре химико-технологических процессов, приборов и реактивов и сопровождаются перечнем вопросов для подготовки к их защите.

Составители: Михольская И.Н., доц., канд. биол. наук

Рецензенты: Газиев Р.Р., доц., канд. техн. наук

Шеин В.П., инженер по подготовке производства II категориипроизводственного отдела ПДУ ОАО «Салаватнефтеоргсинтез», канд. техн. наук

Ó Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2015

Курс общей химии является одним из фундаментальных в системе подготовки инженеров любой специальности. Химия вооружает инженера знаниями основных законов природы, определяющих строение вещества и управляющих взаимодействием веществ между собой и с окружающей средой.

Неотъемлемой частью курса общей химии является проведение лабораторно-практических занятий. На этих занятиях студенты получают навыки экспериментальной работы, используя различные методы и средства химического исследования. Происходит закрепление теоретических сведений о закономерностях, управляющих химическими превращениями, возникает возможность убедиться в их действенности. Эксперимент не только обогащает студентов новыми понятиями, умениями, навыками, но и способствует более глубокому пониманию материала, усвоению знаний.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ КИСЛОРОДА

Молекулярная масса вещества, число, которое показывает, во сколько раз молекула простого или сложного вещества тяжелее 1/12 части изотопа углерода 12, т.е.

Молекулярная масса является важной характеристикой вещества.

Количество вещества в граммах, численно равное его молярной массе называется молярной массой. В определении молекулярных и атомных масс большую роль сыграли газовые законы:

1. Закон Бойлля-Мариотта, который устанавливает зависимость объёма газа от давления при постоянной температуре:

V и V₁ - объёмы газов данной массы при давлениях Р и P₁.

2. Закон Гей-Люссака, устанавливающий зависимость объёма газа данной массы от температуры при постоянном давлении:

3. Закон Шарля,который устанавливает зависимость давления газов данной массы от температуры, при постоянном объеме:

Р и Р₁ – давления газов при температуре Т и Т₁.

4. Закон объёмных отношений, устанавливающий, что при одинаковых условиях, объёмы реагирующих между собой газов, а так же объёмы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро, устанавливающий, что при нормальных условиях

(t=0°C, Р=101,31 кПа), молекула любого вещества содержит одно и тоже число структурных единиц равных 6,02×10²³моль¹, а молекула газообразного вещества занимает объём равный 22,4 л.

Отношение массы определённого объёма газа к массе такого же объёма водорода, представляет собой плотность этого газа по водороду, т.е.

Молярную массу газа иногда вычисляют исходя из его плотности по воздуху, по формуле:

Mr = 29Д_возд, где 29 - средняя молярная масса газов воздуха, определяемая из плотности воздуха по водороду.

В соответствии с законом Авогадро, лишь газообразные вещества при н.у. занимают объём равный 22,4 л, его называют молярным объёмом Vm.

Выше указанные методы расчёта молекулярных масс производят при н.у., т.е. t=0°C и Р=101,3 кПа. Если же условия отличаются от нормальных, то расчёт относительных молекулярных масс, производят по уравнению Клапейрона-Менделеева.

Определение молекулярной массы кислорода проводится на приборе, изображённом на рисунке:

1 - колба с водой; 2 - химический стакан; 3 - сифон; 4 - зажим; 5 - стеклянная трубка; 6 - тугоплавкая пробирка.

Собрать прибор по рисунку. Колбу 1 залить водопроводной водой. В стакан 2 налить 50 мл воды. Заполнить сифон водой. Для этого через трубку 5 вдувать воздух в прибор при открытом зажиме 4, и, когда сифон заполнится водой, закрыть зажим 4.

В сухую пробирку 6 насыпать около 1г перманганата калия. Пробирку с содержимым взвесить на весах с точностью до 0,01 г. Проверить герметичность. Опустить конец сифона в стакан 2.

Открыв зажим 4, начать разложение соли, нагревая пробирку 6 слабым пламенем газовой горелки. Нагревание следует проводить весьма осторожно, периодически приближая и удаляя горелку от пробирки. При этом реакция разложения должна протекать не слишком интенсивно.

Когда в стакан 2 перекачается примерно 100-150 мл воды, прекратить нагревание, дать прибору охладится до комнатной температуры, после чего снова взвесить пробирку.

Измерить объём вытесненной воды в стакане (из измеренного количества вычесть ранее добавленные 50 мл воды). Объём воды будет равен объёму полученного кислорода при температуре опыта.

Определить вес полученного кислорода по разности веса пробирки до и после опыта.

1. Масса пробирки с содержимым до нагревания (г).

2. Масса пробирки с содержимым после нагревания (г).

3. Масса выделившегося кислорода (разность 1. и 2.) (г).

6. Объём вытесненной воды, равный объёму выделившегося кислорода в условиях опыта (разность 4. и 5.) (мл).

7. Объём кислорода приведённый к нормальным условиям (мл).

10. Давление водяных паров при температуре опыта (кПа) таблица 1.

11. Давление кислорода в колбе (разность 9. и 10.) (кПа). Объём кислорода, выделившегося во время опыта, определяется по формуле:

Молекулярную массу определяем по формуле Клайперона-Менделеева.

где Дт - теоретические данные газа, Д - опытные данные газа.

Давление насыщенного пара воды при различной температуре

1. Методы расчёта молекулярных масс при н.у. и условиях отличных от нормальных.

2. Вычислить какой объём (н.у.) займёт 1г H₂,CH₄,NO₂,NO,NH₃,O₃.

3. Вычислить массу 1 м³ газов (н.у.) N₂O, SiF₄, SO₂.

4. Масса 200мл ацетилена (н.у.) равна 0,232 г. Вычислить молекулярную массу ацетилена.

5. Вычислить массу азота, содержащегося в баллоне ёмкостью 20 л при Р=80атм и 25^оС.

6. Масса 87 мл пара при t=62^оC и 758 мм.рт. столба равна 0,24 г. Вычислить молекулярную массу азота.

7. Вычислить массу 1 м³ воздуха при t=17^оC P=624 мм.рт. столба; массу 1 м³ СО₂ при t=27^оC и Р=1 атм.

8. Вычислить объём, который займёт при t=17^оC и Р=1 атм 1 кг воздуха.

9. Масса 20 мл газа (н.у.) равна 0,0268 г. Вычислить молекулярную массу газа.

10. Вычислить, какие газы тяжелее или легче воздуха: NO₂; CO; Cl₂; NH₃; NO; F₂ и во сколько раз.

Химическим эквивалентом называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в НСl, Н₂S, NH₃, СН₄ эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 молю, 1/2 моля, 1/3 моля, 1/4 моля.

Эквивалентная масса - это масса 1 эквивалента вещества (г/моль). В приведённых выше примерах эквивалентные массы хлора, серы, азота и угл2ерода соответственно равны 35,45 г/моль, 32/2=16 г/моль, 14/3=4,67 г/моль, 12/4=3 г/моль.

Значение эквивалентной массы элемента определяется по уравнению:

В - валентность элемента в данном соединении.

Например, Э_Al в Аl₂О₃ равен 27/3=9 г/моль; Э_Ca в СаSO₄ равен 40,08/2=20,04 г /моль.

Из уравнения (1) следует, что в отличие от атомной или молярной массы эквивалентная масса не является постоянной величиной, а зависит от валентности элемента. Постоянные значения эквивалентных масс могут быть только у элементов с постоянной валентностью.

Понятие об эквивалентных массах и эквивалентах распространяется и на сложные вещества.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентную массу вещества вычисляют из его молярной массы:

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое отдаёт молекула кислоты, реагируя с основанием.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединённых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой.

Подобно эквивалентной массе элемента, эквивалентная масса сложного вещества может иметь несколько значений в зависимости от реакции, в которой участвуют вещества.

Эквивалентная масса кислоты равна её мольной массе:

Массы взаимодействующих друг с другом веществ, пропорциональны их эквивалентным массам (эквивалентам):

m_A и m_B - массы взаимодействующих веществ А и В;

Уравнение (2) - математическое выражение закона эквивалентов.

Целью работы является определение эквивалентной массы магния. Опыт проводят на установке, схема которой представлена ниже на рисунке.

где, 1 - реакционная колба; 2 - круглая плоскодонная колба; 3 - зажим; 4 - стакан.

1. Взвесить на технических весах около 0,1 г магния с точностью до 0,01 г.

3. Налить в колбу (1) приблизительно 25-30 мл разбавленной серной кислоты. Протереть досуха внутреннюю стенку горла колбы (1) фильтровальной бумагой.

4. Наполнить колбу (2) на 3/4 объёма водой и закрыть её пробкой с отводными трубками. Вдуванием воздуха через короткую трубку заполнить водой длинную трубку и зажать зажим (3). Убедиться, что зажим держит.

5. Налить в стакан (4) 50 см³ воды и спустить в неё длинную отводную трубку из колбы (2).

6. Поставить колбу (1) в горизонтальное положение и высыпать взвешенное количество магния на сухую стенку горлышка (металл не должен попасть в кислоту!).

7. Закрыть колбу (1) пробкой с короткой отводной трубкой колбы (2). Закрывать следует осторожно и тщательно. Колбу надо держать за горло, пробку следует закрывать осторожно и постепенно, слегка её вращая. (Необходимо следитьза тем, чтобы магний попал в КИСЛОТУ!).

8. Поставить колбу (1) в вертикальное положение, одновременно быстро открыть зажим (3) и оставить его открытым.

9. Наблюдать взаимодействие магния с кислотой и вытеснение водородом воды из колбы (2) в стакан 4.

10. Когда весь магний прореагирует с кислотой, зажать зажим (3), вынуть отводную трубку из стакана (4) и измерить объём воды в стакане цилиндром.

11. Из полученного объёма вычесть 50 см³ (т.е. то количество воды, которое было налито в стакан до опыта).

12. Разность будет равна объёму выделенного водорода V₁.

1. Написать уравнение реакции взаимодействия магния с разбавленной серной кислотой.

2.Привести найденный объём водорода (V₁) к нормальным условиям по формуле:

V₀ - объём водорода при нормальных условиях, см³;

P_в - давление насыщенного пара воды при температуре опыта, кПа;

3.Вычислить массу вытесненного водорода, определить эквивалентную массу магния.

Давление насыщенного пара воды при различной температуре

По объёму, вытесненному при нормальных условиях водорода (V₀), вычисляют массу объёма. Учитывая, что масса водорода 22,4 л при нормальных условиях (н.у.) весит 2 г, находят массу H₂.

По известным массам израсходованного магния (m_Mg) и вытесненного им водорода определяют эквивалентную массу магния:

Полученный результат сравнивают с эквивалентной массой, вычисляемой по формуле:

А - атомнаямасса металла; В - валентность металла.

1. Вычислить эквиваленты следующих соединений: NaOH, Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, H₃PO₄, KMnO₄, Ca₃(PO₄)₂.

2. Вычислить эквивалент азота в его соединениях с кислородом: N₂O, NO, NO₂, N₂O₃, N₂O₅.

3. Сколько оксида получается при окислении 3 г металла, эквивалентная масса которого равна 9 г/моль.

4. Определить эквивалентные массы кислот и оснований:

5. Какой объём займут при н.у. массы одного эквивалента кислорода и водорода.

6. Определить эквивалент металла, если 0,046 г его вытеснен из кислоты 62,35 мл Н₂ при t=17°С и давлении 1,017×10⁵ Па. Давление водяного пара при 17°С равно 0.193×10⁵ Па.

7. Вычислить: а) эквивалентную массу олова, если при нагревании 0,92 г его в токе кислорода образуется 1,17 г оксида олова;

б) магния, если при нагревании в токе кислорода масса его увеличилась на 66,7%.

8. Вычислить эквивалент серной кислоты в реакции с КОН:

9. Вычислить эквивалент Са(ОН)₂ и H₃PO₄, рассчитать, сколько граммов Са(ОН)₂ потребуется для нейтрализации 150 г Н₃РО₄.

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие их двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.

Важной характеристикой любого раствора является его количественный состав, который выражается концентрацией.

Концентрацией раствора называют, количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Существуют различные способы выражения концентрации растворов: процентная (по массе), молярная, нормальная, титр, мольная доля, мольная концентрация.

Процентная концентрация (С % или ω) определяет - процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.

Молярная масса или молярность (

) выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора.

Нормальная концентрация или нормальность (

) выражается числом растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора

– эквивалентная масса растворенного вещества;

Титр (Т) – это количество растворенного вещества в граммах, содержащихся в 1 мл раствора. Расчет титра в зависимости от нормальности производится по формуле:

– эквивалентная масса растворенного вещества.

Мольная доля (

) – это отношение числа молей растворенного вещества

– к сумме числа молей всех компонентов раствора (

Мольная доля – безразмерная величина. Сумма мольных долей всех компонентов раствора всегда равна единице (

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из навески

Этот способ применяется главным образом для приготовления растворов солей.

1. Получите у преподавателя номер вашего варианта (см. табл. 1).

2. Рассчитайте количество вещества, необходимое для приготовления раствора заданной концентрации, взвесьте его на технических весах с точностью до 0,01 г.

3. Рассчитайте необходимое количество воды (исходя из массы соли и концентрации раствора), отмерьте воду мерным цилиндром.

4. Возьмите плоскодонную колбу и через воронку осторожно перенесите в нее навеску соли. Воду, отмеренную для растворения, вылейте через воронку в колбу небольшими порциями так, чтобы всю соль с воронки смыть в колбу. Закройте пробкой колбу, встряхните её несколько раз, чтобы вся соль полностью растворилась.

5. Измерьте плотность полученного раствора ареометром и проверьте по таблице правильность приготовления раствора. Для этого перелейте приготовленный раствор в цилиндр и осторожно опустите ареометр. Затем извлеките ареометр и промойте его под водопроводной водой.

Опыт 2. Определение процентной (масс) концентрации раствора и пересчет её на молярную и процентную концентрацию

1. В стеклянный цилиндр с раствором соли (ваш вариант задачи) плавно опускают ареометр, так, чтобы он не касался стенок сосуда. Делают отсчет плотности.

2. В таблице 2. находят процентную концентрацию раствора. Если найденная плотность находится между двумя значениями в таблице, то процентную концентрацию находят интерполяцией по уравнению

– ближайшее меньшее значение плотности в таблице;

– ближайшее большее значение плотности в таблице;

По рассчитанной процентной концентрации определяют молярность и нормальность раствора.

где

– рассчитанная процентная концентрация соли;

1. Что называется концентрацией раствора и способы её выражения. Дать определение и показать на конкретных примерах.

2. Сколько грамм KCl следует растворить в 100 г воды для получения 5%- ного раствора.

3. Какова процентная концентрация раствора, полученного в результате растворения 90 г вещества в 180 г воды?

4. В 240 мл воды растворили 80 г соли, плотность воды равна 1 ^г/_мл. Какова процентная концентрация?

5. Что означает 1н Ca(OH)₂, PbCl₂, AgNO₃; 2M Al(OH)₃, KNO₃, CaCl₂. Покажите расчетами.

6. Рассчитать навеску K₂Cr₂O₇ необходимого для приготовления 2 % раствора объемом в 250 мл, плотностью 1,0347 ^г/_мл.

7. Сколько граммов Na₂SO₃ потребуется для приготовления 5 л 8 %-ного раствора, плотность которого 1,075 ^г/_мл.

8. Чем объяснить устойчивость истинных растворов?

9. Чему равна молярность и нормальность 3 %-ного раствора FeCl₃, плотность которого 1,037 ^г/_мл?

11. Раствор содержит смесь солей: AgNO₃, Ba(NO₃)₂ и Zn(CH₃COO)₂. К нему добавили избыток HCl. Написать ионные уравнения возможных реакций.

12. Написать уравнения ступенчатой диссоциации H₂S. В каком направлении будут смещаться эти равновесия при добавлении HCl и NaOH?

13. На нейтрализацию 25 мл раствора HCl неизвестной концентрации было потрачено 30 мл 0,1 н раствора NaOH. Вычислить нормальность и молярность, а также титр раствора HCl.

14. Попарно смешали растворы следующих веществ:

Между какими из указанных веществ возможны реакции обмена? Написать ионные реакции возможных реакций.

15. Какова нормальность 40%-ного раствора H₂SO₄ плотностью 1,3 ^г/_см?

Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций .

Многие химические реакции идут не до полного исчезновения исходных веществ, а до состояния, не изменяющегося во времени, когда в реакционной смеси можно обнаружить как исходные вещества, так и продукты реакции. Такое состояние системы называется химическим равновесием. С точки зрения термодинамики состояние равновесия характеризуется тем, что система достигает минимального значения энергии Гиббса при заданных температуре, давлении и общем составе. С точки зрения кинетики химическое равновесие устанавливается тогда, когда скорости образования продуктов реакции из исходных веществ и из продуктов реакции выравниваются между собой.

Химическое равновесие является неизменным во времени только при отсутствии внешнего воздействия. При наличии внешних воздействий (изменение температуры, давления, концентрации реагентов) система реагирует на них, переходя в другое равновесное состояние.

В зависимости от природы процесса, условий, а также наличия или отсутствия катализаторов время достижения равновесия может меняться от малых долей секунды до веков и тысячелетий.

называемая константой равновесия, принимает определенное значение. Выражение (2) называется законом действующих масс, где

и т.д. – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ и продуктов в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Если в химической реакции участвуют твердые вещества, например:

в выражении константы равновесия их концентрации отсутствуют. Это связано с тем, что в процессе реакции меняются только количества твердых веществ, но не меняется их «концентрация».

Если химическая реакция протекает в разбавленном растворе и изменением концентрации растворителя в процессе реакции можно пренебречь, его концентрация также не входит в выражение для константы равновесия, например:

Константа равновесия не зависит от концентрации реагентов. Например, для реакции

соотношение равновесных концентраций

при заданной температуре не зависит от того, имелись ли в начале процесса чистые азот, водород, аммиак или их смесь.

Изменение равновесных концентраций в результате внешнего воздействия называется смещением химического равновесия.

Основным законом, указывающим направлением смещения равновесия при внешних воздействиях, является принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, смещающее это равновесие, то смещение происходит в сторону, ослабляющую воздействие, до тех пор, пока нарастающее в системе противодействие не станет равным оказываемому действию.

Внешним воздействием, смещающим равновесие, может быть изменение температуры, давления или концентрации одного или нескольких веществ, участвующих в реакции.

При нагревании, т.е. сообщении системе теплоты, преимущество получает эндотермический процесс, сопровождающийся поглощением теплоты и препятствующей тем самым повышению температуры системы. При охлаждении, отнятии у системы теплоты, преимущество получает экзотермический процесс, восполняющий до некоторой степени потерю теплоты в системе и препятствующий понижению ее температуры, т.е. и в первом и во втором случае в системе возникает противодействие, ослабляющее внешнее воздействие.

Иными словами, для экзотермической реакции (6) повышение температуры смещает равновесие влево, в сторону образования исходных веществ (азота и водорода), а понижение – вправо, в сторону образования продуктов реакции (аммиака).

При уменьшении объема системы в результате повышения давления преимущество получает процесс, сопровождающийся образованием веществ меньшего объема; при этом давление в системе повышается не столь значительно, как в отсутствие такого процесса. И наоборот.

Для реакции (6) повышение давления сместит равновесие вправо, а понижение – влево.

При увеличении концентрации одного из реагентов получает преимущество реакция его расходования и равновесие смещается вправо. При увеличении концентрации одного из продуктов равновесие реакции смещается в сторону образования исходных реагентов.

Такие воздействия, как освещение, приложение электрического или магнитного поля и т.п., на состояние равновесия, как правило, не влияют.

Частным, но очень важным случаем установления химического равновесия является процесс образования (выпадения) осадка, например:

или, обратный ему, процесс растворения осадка:

Константы равновесия этих процессов имеют следующий вид:

На практике всегда используют вторую константу (9), которую называют произведением растворимости и обозначают ПР. Очевидно, что для малорастворимой соли состава

Зная величину ПР, можно вычислить концентрацию ионов соли в насыщенном растворе, т.е. ее растворимость. Кроме того, если в растворе содержатся известные концентрации ионов

, можно установить, выпадет ли из этого раствора осадок соли или нет.

Если в растворе над осадком понизить концентрацию одного из ионов, то произведение концентраций

станет меньше ПР, и осадок растворится.

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем...

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор...

ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между...

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: