UNIVERSITATEA TEHNICĂ A MOLDOVEI

SISTEME DISPERSE

Soluţii. Prepararea soluţiilor

ÎNDRUMAR DE LABORATOR (român-rus)

Chişinău 2011

UNIVERSITATEA TEHNICĂ A MOLDOVEI

FACULTATEA TEHNOLOGIE ŞI MANAGEMENT ÎN

INDUSTRIA ALIMENTARĂ

CATEDRA CHIMIE

SISTEME DISPERSE

Soluţii. Prepararea soluţiilor

ÎNDRUMAR DE LABORATOR (român-rus)

Chişinău U.T.M. 2011

Prezentul îndrumar de laborator este elaborat în conformitate cu programul analitic la chimia anorganică şi analitică pentru studenţii specialităţilor tehnice cu formele de studii la zi şi frecvenţă redusă. Prepararea şi utilizarea soluţiilor are o importanţă majoră în activitatea laboratoarelor industriale şi a instituţiilor de cercetări ştiinţifice. Cunoaşterea metodelor de preparare a soluţiilor, metodelor de exprimare a concentraţiei acestora este necesară studenţilor – viitorilor ingineri de înaltă calificare, pentru respectarea proceselor tehnologice, pentru determinarea calităţii produselor prime şi finite.

Lucrarea are ca scop studierea soluţiilor, cu aplicaţia lor în practică, formarea deprinderilor de a prepara o soluţie şi de a face calculele necesare teoretice. Autori: conf.univ., dr. Ana Verejan conf.univ., dr. Anton Rusu conf.univ., dr. Svetlana Haritonov Redactor responsabil: conf.univ., dr. Svetlana Haritonov Recenzent: conf.univ., dr. Iurie Subotin Bun de tipar 04.07.11 Formatul hârtiei 60x84 1/16 Hârtie ofset. Tipar RISO Tirajul 150 ex. Coli de tipar 2,5 Comanda nr.66

UTM, 2004, Chişinău, bd. Ştefan cel Mare 168 Secţia Redactare şi Editare a UTM 2068, Chişinău, str. Studenţilor 9/9

©U.T.M.,2011

3

SISTEME DISPERSE. SOLUŢII. PREPARAREA SOLUŢIILOR

Lucrarea propusă va pune accent pe: Competenţe

• Caractere generale privitor la sistemele disperse, la diverse soluţii, la componentele sistemelor disperse şi soluţiilor, exprimarea concentraţiei soluţiilor;

• Prepararea soluţiilor de diferite concentraţii Obiective În baza realizării conţinuturilor propuse, urmărind atingerea tuturor competenţelor specifice, studenţii vor fi capabili:

• să specifice noţiunile şi caracterele generale ale sistemelor disper-se şi ale soluţiilor;

• să exprime concentraţia soluţiilor în diferite moduri; • să efectueze calcule referitoare la concentraţia soluţiilor; • să identifice ustensilele şi vasele de laborator necesare preparării

soluţiilor; • să prepare soluţii cu concentraţia exprimată în procente, mol/l şi

mol-echiv/l. Chestionar pentru pregătirea temei

1. Caracteristica sistemelor disperse 2. Clasificarea sistemelor disperse 3. Soluţiile. Metode de exprimare a concentraţiei 4. Prepararea soluţiilor

1. CARACTERE GENERALE Amestecul, format din particule fine ale unei substanţe, distribuite

uniform printre particulele altei substanţe, se numeşte sistem dispers. Sub-stanţa în care sînt distribuite particulele altei substanţe se numeşte mediul de dispersie, iar substanţa dispersată până la particule fine se numeşte fază dispersată.

Sistemele disperse se pot clasifica după două criterii: 1. Conform stării de agregare a mediului de dispersie şi a fazei de

dispersie; 2. Conform dimensiunilor particulelor fazei disperse. Ţinând cont de cele trei stări de agregare, există nouă tipuri de sis-

teme disperse (tab.1).

4

Tabelul 1. Tipurile sistemelor disperse

Mediul de dispersie

Substanţa dispersată

Exemple

Gaz Gaz Aerul (N2 + O2) Gaz Lichid Ceaţa (aer + H2O) Gaz Solid Fumul, praful Lichid Gaz Apa gazoasă (H2O + CO2) Lichid Lichid Laptele, ulei + apă Lichid Solid Apa + lutul, apa + var Solid Gaz Platina + hidrogenul Solid Lichid Geluri (gelatina + apa) Solid Solid Aliaje Aceste sisteme au stabilitate diferită. Spre exemplu, sistemul

apă-zahăr în condiţii constante poate exista veşnic, iar sistemul apă-lut este instabil. Peste un timp scurt faza dispersă se separă de mediul de dispersie.

Conform dimensiunilor particulelor fazei de dispersie, sisteme-le disperse se împart:

• Suspensii şi emulsii, în care dimensiunile particulelor fazei disperse sînt mai mari de 100 nm (1 nm = 10-9 cm). Suspensiile repre-zintă sisteme formate dintr-un lichid, în care sînt distribuite particulele unei substanţe solide (apa + lutul). Emulsia reprezintă sistemul dis-pers compus din două substanţe lichide reciproc insolubile (laptele, apa + ulei).

• Sisteme disperse în care dimensiunile particulelor fazei dis-perse sînt cuprinse între 1–100 nm se numesc soluţii coloidale.

• Sisteme în care dimensiunile particulelor fazei disperse sînt mai mici de 1 nm, se numesc soluţii moleculare sau reale. Soluţii re-ale formează substanţele solubile.

Soluţia reprezintă sistemul omogen format din două sau mai multe componente, cantitatea cărora variază în limite largi. În soluţii mediul de dispersie se numeşte solvent sau dizolvant, iar faza dispersă – substanţă dizolvată.

Soluţiile se aplică pe larg în industrie, agricultură, medicină etc. Substanţele nutritive sînt absorbite din sol de către plante sub formă de so-

5

luţii. Multe alimente şi medicamente sînt folosite de asemenea sub formă de soluţii. Cele mai importante şi răspândite sînt soluţiile apoase.

2. PROCESUL DIZOLVĂRII Dizolvarea substanţelor este un proces fizico-chimic, care constă

din descompunerea reţelei cristaline până la molecule sau ioni, ruperea le-găturilor intermoleculare şi chimice la gaze şi lichide. Acesta este un pro-ces fizic endotermic. Particulele substanţei dizolvate interacţionează chi-mic cu moleculele solventului, formând combinaţii chimice – solvaţi. Pro-cesul se numeşte solvatare şi este exotermic. În cazul în care solventul este apa, compuşii obţinuţi se numesc hidraţi, iar procesul – hidratare.

Deci dizolvarea substanţelor este un proces fizico-chimic ce cons-tă din trei procese:

1) Ruperea legăturilor intermoleculare şi chimice în gaze, lichide şi substanţe solide. Acest proces necesită energie, deci entalpia sistemului creşte ∆H1>0;

2) Interacţiunea chimică a solventului cu substanţa dizolvată şi formarea combinaţiilor chimice. Acest proces este exotermic şi în acest caz entalpia sistemului se micşorează ∆H2<0;

3) Distribuirea uniformă a combinaţiilor chimice formate în sol-vent. Acest proces este endotermic şi entalpia sistemului la fel creşte ∆H3>0.

Efectul termic sumar al dizolvării (∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3) poate fi negativ, deci temperatura soluţiei creşte sau pozitiv – temperatura scade. La gaze şi lichide pentru ruperea legăturilor intermoleculare se cere o can-titate mică de energie. Deci dizolvarea lor este însoţită de degajare de căl-dură. La dizolvarea substanţelor solide în apă de regulă temperatura scade, deoarece distrugerea reţelei cristaline necesită o cantitate mare de energie.

Variază nu numai temperatura soluţiei dar şi volumul ei. De regu-lă volumul soluţiei este mai mic decât suma volumelor solventului şi sub-stanţei dizolvate.

Totuşi soluţiile nu sînt combinaţii chimice, deoarece compoziţia lor poate varia în limite mari. Deci soluţiile nu sînt nici amestecuri meca-nice şi nici combinaţii chimice. Ele ocupă o poziţie intermediară între amestecuri şi combinaţii chimice.

6

3. SOLUBILITATEA Solubilitatea reprezintă capacitatea substanţelor de a se repartiza

sub formă de atomi, molecule sau ioni în volumul solventului. Exprimată cantitativ, solubilitatea substanţelor reprezintă masa

maximală de substanţă ce poate fi dizolvată în 100 g de apă la temperatura dată.

Soluţiile pot fi: nesaturate, saturate şi suprasaturate. Soluţia se numeşte saturată dacă ea se află în echilibru cu substan-

ţa dizolvată în condiţiile date; soluţia, care conţine o cantitate de substanţă dizolvată mai mică decât cea determinată de solubilitatea ei, se numeşte nesaturată.

Soluţia, în care conţinutul substanţei dizolvate este mai mare decât în soluţia saturată, se numeşte soluţie suprasaturată la temperatura dată. Substanţa în exces în raport cu saturarea se cristalizează uşor şi în rezultat rămâne soluţia saturată la temperatura dată.

După solubilitatea lor în apă la 20°C, substanţele se clasifică con-venţional în:

1) bine – solubile în apă (mai mult de 1g de substanţă în 100 g de apă);

2) substanţe puţin – solubile (0,01g substanţă la 100 g apă); 3) substanţe insolubile (mai puţin de 0,01 g substanţă la 100 g

apă); ele se mai numesc practic insolubile, deoarece substanţe absolut in-solubile nu există.

Conform regulii „se dizolvă reciproc bine substanţele care se aseamănă după natura chimică şi structură” - compuşii ionici şi moleculari cu legături covalente polare se dizolvă mai bine în solvenţi polari, iar compuşii nepolari se dizolvă mai bine în solvenţi nepolari.

Solubilitatea substanţei depinde de natura acesteia şi a solventului, de starea lor de agregare, prezenţa în soluţie a diferitor impurităţi, de tem-peratură, iar în cazul substanţelor gazoase – şi de presiune.

La creşterea temperaturii solubilitatea gazelor de obicei se micşo-rează. Solubilitatea substanţelor solide se modifică diferit, ceea ce depinde de semnul efectului termic al procesului de dizolvare: dizolvarea majorită-ţii substanţelor solide este un proces endotermic (∆H>0), din care cauză la creşterea temperaturii solubilitatea lor de asemenea creşte.

Solubilitatea gazelor depinde mult de presiune. Dependenţa solu-bilităţii gazelor de presiune se exprimă prin legea lui Henry: masa gazului

7

dizolvat într-un lichid la temperatură constantă este proporţională cu pre-siunea lui deasupra soluţiei:

m = kP, unde m – masa gazului; k – o mărime constantă (constanta lui Henry); P – presiunea gazului. Întrucât la mărirea presiunii volumul gazelor se micşorează pro-

porţional, legea lui Henry poate fi formulată şi astfel: volumul gazului di-zolvat într-un lichid nu depinde de presiune.

La dizolvarea unui amestec de gaze solubilitatea fiecărui gaz este proporţională cu presiunea lui parţială şi nu cu presiunea sumară a ameste-cului (legea lui Henry-Dalton). Presiunea parţială a unui gaz într-un ames-tec gazos este egală cu acea presiune pe care ar exercita-o acest gaz, dacă ar ocupa de unul singur tot volumul pe care îl ocupă amestecul.

Legea lui Henry este valabilă doar pentru soluţii relativ diluate, presiuni nu prea înalte şi pentru cazul când lipsesc interacţiuni chimice între moleculele gazului ce se dizolvă şi moleculele solventului.

4. CONCENTRAŢIA SOLUŢIILOR După cum combinaţiile chimice se caracterizează prin compoziţie,

soluţiile se caracterizează prin concentraţie (dar nu se supun legii constan-ţei compoziţiei). Soluţiile sunt amestecuri omogene formate din două sau mai multe substanţe ale căror proprietăţi variază cu raportul dintre compo-nente.

În orice soluţie se disting două componente principale: • substanţa dizolvată numită solvat (solut); • substanţa în care este dispersat uniform solvatul numit solvent

(dizolvant). Raportul dintre cantitatea de solvat şi solvent exprimă concentra-

ţia soluţiei. Concentraţia soluţiei reprezintă cantitatea de substanţă dizolvată

într-o unitate de masă sau volum a soluţiei, sau a solventului. Concentraţia soluţiei se determină prin diverse moduri: 1. Partea de masă (ω%) a substanţei dizolvate exprimată în pro-

cente (sau în părţi de unitate), reprezintă masa substanţei dizolvate ce se conţine în 100 g de soluţie. Pentru calculul părţii de masă a substanţei di-zolvate se aplică relaţiile:

8

%⋅= 100.

sol

sub

mmω (1)

unde msub. - masa substanţei dizolvate; msol. – masa soluţiei. În cazul în care masa soluţiei este necunoscută dar este cunoscut

volumul şi densitatea soluţiei se aplică relaţia:

%⋅⋅

= 100solsol

sub

Vmρ

ω , (2)

deoarece: ρ⋅=Vmsol ; în care Vsol. este volumul soluţiei exprimat în cm3 sau ml, iar ρ – densitatea soluţiei (g/cm3 sau g/ml). Dacă nu se cunoaşte masa soluţiei, dar este cu-noscută masa substanţei dizolvate şi masa solventului, atunci:

%⋅+

= 100.

gmm

sub

subω , deoarece gmm subsol += ,

unde g - masa solventului. 2. Concentraţia molară (molaritatea), se notează prin CM şi in-

dică ce cantitate (ν) de substanţă X este dizolvată într-un litru de soluţie.

( )

VC X

M

υ= , (3)

în care ν(X) este cantitatea de substanţă (exprimată în mol) dizolvată în volumul V de soluţie exprimat în litri. Concentraţia molară se exprimă în mol/l sau se notează M.

Dacă masa substanţei dizolvate se exprimă în grame, atunci con-centraţia molară se calculează prin ecuaţia:

( )

VMm

CX

XM ⋅=

)(

, (4)

în care: m(X) - masa substanţei dizolvate ( în g); V - volumul de soluţie ( în l); M(X) – masa molară a substanţei X (g/mol).

3. Concentraţia molară a echivalentului (concentraţia normală sau normalitatea) indică ce cantitate de substanţă a echivalentului se conţi-ne într-un litru de soluţie şi se notează Cn sau N, se exprimă în mol-echiv/l şi se determină din relaţia:

9

( )

VMEm

CX

Xn ⋅=

)(

, (5)

unde ME(X) reprezintă masa molară a echivalentului substanţei dizolvate. Masa molară a echivalentului substanţei dizolvate (ME(X)) poate

fi determinată în dependenţă de natura substanţei şi reacţiile în care parti-cipă: (ME(X)) al unui element este raportul dintre masa atomică a elementului şi valenţa lui. Exemple: ME(Ca) = 40/2 = 20g/mol-echiv.; ME(Na) = 23/1 = 23g/mol-echiv.; ME(Al) = 27/3 = 9g/mol-echiv. (ME(X)) al unui acid este raportul dintre masa molară a acidului şi bazi-citate, adică numărul de ioni de H+ cu caracter acid. ME = M / nr. de ioi de H+ Exemple: ME(H2SO4) = 98/2= 49g/mol-echiv.; ME(HCl) = 36,5/1 = 36,5 g/mol-echiv. (ME(X)) al unei baze este raportul dintre masa molară şi valenţa metalului component (sau numărul de grupări OH- (aciditate)). ME = M / nr. grupe OH- Exemple: ME(Ca(OH)2) = 74/2 = 37g/mol-echiv.; ME(NaOH) = 40/1 = 40g /mol-echiv (ME(X)) a unei săruri este raportul dintre masa molară a sării şi produsul dintre numărul de ioni de metal şi valenţa metalului. ME = M / valenţa metalului x nr.de ioni metalici Exemple: ME(CaSO4) = 136/2·1= 68g/ mol-echiv; ME(Na2CO3) = 106/1·2 = 53g/ mol-echiv. (ME(X)) de oxidare sau de reducere este raportul dintre masa molară şi numărul de electroni adiţionaţi sau cedaţi în redox. Exemple: Ionul MnO4

- poate participa la mai multe tipuri de reacţii redox: a) MnO4

- + 5e- + 8H+→ Mn2+ + 4H2O (mediu acid); b) MnO4

- + 3e- +4H+ → MnO2 + 2H20 (mediu neutru sau slab acid); c) MnO4

- + 1e-→ MnO42- (mediu alcalin puternic).

În aceste trei reacţii MME a KMnO4 va fi diferită şi anume: a): ME(KMnO4) = M(KMnO4)/5 = 31,61 g/mol-echiv.; b): ME(KMnO4) = M(KMnO4)/3 = 52,68 g/mol-echiv.;

10

c): ME(KMnO4) = M(KMnO4)/1 = 158,04 g/mol-echiv.

În calculele analizei volumetrice, pentru soluţiile care interacţio-nează, concentraţia cărora este exprimată prin normalitate, se aplică legea echivalenţilor:

Cn1V1 = Cn2V2 (6) 4. Concentraţia molală se notează prin Cm şi reprezintă cantitatea

de substanţă dizolvată într-un kg de solvent (mol/kg):

( )

.solv

Xm m

Cυ

= , sau ( )

.)( solvX

Xm mM

mC

⋅= (7)

5. Fracţia molară se notează prin Ni şi indică raportul dintre can-titatea substanţei dizolvate şi cantitatea sumară a substanţei dizolvate şi solventului:

21

1

nnnNi+

= , (8)

în care, n1 reprezintă cantitatea de substanţă dizolvată, iar n2 – cantitatea solventului. Fracţia molară este o mărime adimensională. Prin înmulţire cu o 100 re-zultă procentul molar al componentului.

6. Titrul soluţiei se notează prin T şi indică masa substanţei dizol-vate (g) care se conţine într-un cm3 (ml) de soluţie, se exprimă în g/cm3. Titrul soluţiei se calculează conform relaţiilor:

( )

sol

X

Vm

T = sau ( )

1000Xn MEC

T⋅

= , (9)

unde Cn – concentraţia molară a echivalentului; ME(X) – masa molară a echivalentului substanţei dizolvate.

5. PREPARAREA SOLUŢIILOR O soluţie chimică poate fi preparată prin amestecarea unei sub-

stanţe solubile (numită solut), cu o altă substanţă, numită solvent (di-zolvant).

Soluţiile pot fi lichide, gazoase sau solide. În soluţiile lichide drept solvent poate fi folosită apa, alcoolii, acetona şi alte substanţe orga-nice lichide.

11

Ustensile şi vase de laborator necesare pentru a prepara solu-ţii (fig.1): Pahar Berzelius, sticlă de ceas (flacoane sau pahare mici pentru cântărire), pâlnie, spatulă, balon cotat, cilindru gradat, pipeta, pisetă.

a) b) c)

d) e) f)

g) h) i)

Fig. 1. Vase de laborator: a) pahare de laborator Berzelius; b) flacoane conice (Erlenmayer); c) baghete de sticlă; d ) balon cotat; e) pâlnii de sticlă; f) pisetă; g) cilindrii gradaţi; h ) pipete; i) biurete.

12

Etapele preparării soluţiilor apoase de diferite concentraţii: 1. Efectuarea calculelor necesare preparării soluţiilor cu concentraţiile in-dicate. 2. Cântărirea substanţelor solide conform probei obţinute din calcul sau măsurarea volumelor de soluţii lichide cu cilindrul gradat sau cu pipeta. 3. Introducerea substanţelor solide cântărite sau a soluţiilor lichide într-un balon cotat, cu ajutorul unei pâlnii şi spălarea acesteia cu apă distilată pen-tru trecerea cantitativă a substanţei. 4. Agitarea soluţiei. 5. Adăugarea de apă distilată în balonul cotat pană în apropierea cotei (semnului). 6. Menţinerea în repaus pentru un interval scurt de timp. 7. Completarea cu apă distilată pană la semn (cotă). 8. Agitarea soluţiei finale. 9. Etichetarea soluţiei.

Experienţa 1. Prepararea soluţiei de o anumită concentraţie din alta mai concentrată. Prepararea soluţiei de acid sulfuric

Turnaţi într-un cilindru din sticlă acid sulfuric concentrat şi deter-minaţi densitatea cu ajutorul densimetrului (areometrului). Urmăriţi ca densimetrul să nu se atingă de pereţii cilindrului pentru o determinare pre-cisă a densităţii (fig.2).

Din tabelul densităţii soluţiilor (anexe, tabelul 2) determinaţi par-tea de masă ce corespunde densităţii soluţiei de acid sulfuric. Calculaţi vo-lumul soluţiei de acid necesar pentru prepararea 100 cm3 soluţie cu con-centraţia dată (indicată de conducătorul lucrărilor de laborator). Măsuraţi cu cilindrul cotat volumul obţinut prin calcul şi transferaţi-l prin pâlnie, (atenţie!) agitând permanent, în balonul cotat de 100 cm3, în care preven-tiv a fost turnată apa distilată (circa ¼ din volumul balonului). Pâlnia o clătiţi bine cu apă distilată. Lăsaţi soluţia obţinută să se răcească până la temperatura camerei, apoi adăugaţi apă distilată până la cotă. Ultimele pi-cături se adaugă cu ajutorul pipetei Mohr. Închideţi balonul cotat cu un dop şi agitaţi minuţios soluţia preparată. Păstraţi această soluţie pentru ex-perienţa următoare.

13

(a) (b) (c)

Fig. 2. Areometru (a). Măsurarea densităţii soluţiilor ((b), (c)). Exemplu de calcul. Ce volum de soluţie cu concentraţia

ω(H2SO4) = 96% (ρ = 1,84 g/cm3) este necesar pentru a prepara 100 cm3 soluţie cu concentraţia normală 0,2n?

Rezolvare: Calculăm masa molară a echivalentului H2SO4: ME(H2SO4) = M(H2SO4)·fechiv = 1/2 · 98,07 = 49,035g/mol- echiv.

Din ecuaţia (5) calculăm masa H2SO4 necesară de a prepara 100 cm3 (0,1 l) soluţie de 0,2n:

m(H2SO4) = Cn(H2SO4) · ME(H2SO4) · Vsol m(H2SO4) = 0,2 · 49,035 · 0,1 = 0,9807 g

Din ecuaţia (2) calculăm volumul soluţiei de H2SO4:

%⋅⋅

= 100sol

subsol

mVρω

= 355,010084,196

9807,0 cm=%⋅⋅

Deci, pentru a prepara 100 cm3 soluţie de 0,2n H2SO4 este necesar să introducem 0,55 cm3 de soluţie iniţială (concentrată) într-un balon cotat de 100 cm3 (în care, preventiv, s-a turnat puţină apă distilată), apoi se ada-ugă apă distilată până la cotă.

Menţionăm, că concentraţia soluţiei preparate nu este exactă. Pen-tru a determina concentraţia soluţiei preparate cu o precizie mai înaltă este necesar de aplicat metoda titrării.

14

Experienţa 2. Determinarea concentraţiei acidului sulfuric prin metoda titrimetrică

Procedeul de titrare constă în adăugarea soluţiei - titrant (concen-traţia cărei este standardizată) la un anumit volum al soluţiei de dozat. Adăugarea titrantului continuă până când substanţele reacţionează fără rest (în cantităţi strict echivalente). Acest moment se numeşte punct de echivalenţă. Punctul final al titrării se fixează cu ajutorul indicatorilor, ca-re îşi schimbă culoarea în acest moment. Soluţia de dozat se toarnă într-un balon conic (balon pentru titrare), iar titrantul – în biuretă.

Cu ajutorul pipetei luaţi 10 cm3 de soluţie preparată (preventiv clătiţi pipeta cu această soluţie) şi transferaţi în balonul conic, adăugaţi 2–3 picături fenolftaleină (indicator) şi titraţi cu soluţia de bază alcalină din biuretă până la apariţia culorii roz pale, care nu dispare timp de 30 sec. (ultimele picături de soluţie NaOH se adaugă câte una).

După fiecare titrare balonul se spală bine cu apă din robinet, apoi se clăteşte cu apă distilată. De fiecare dată în biuretă se toarnă soluţie de bază alcalină până la gradaţia „0”. Notaţi după biuretă volumul bazei alca-line, consumat la fiecare titrare. Rezultatele titrării nu trebuie să difere una faţă de alta mai mult decât cu 0,1 cm3. Întrucât se respectă legea echiva-lenţilor (numărul de echivalenţi ai acidului şi bazei sînt egali în punctul de echivalenţă), concentraţia acidului se calculează aplicând relaţia (6):

Cn1V1 = Cn2V2 sau CnaVa = CnbVb , în care Cna este concentraţia normală a acidului (în cazul dat necunoscu-tă); Va – volumul soluţiei de acid luat pentru titrare; Cnb – concentraţia normală a bazei (concentraţie cunoscută); Vb – volumul soluţiei de bază consumat la titrare.

( ) ( )4242 SOHV

VCnSOHCn bb ⋅=

Calculaţi, de asemenea, concentraţia molară şi titrul soluţiei de acid.

Experienţa 3. Prepararea soluţiilor de diverse concentraţii din

substanţe solide (săruri) 3.1. Prepararea soluţiei de clorură de sodiu (NaCl) Exemplu de calcul. Ce masă de clorură de sodiu este necesară

pentru a prepara 200 ml soluţie cu concentraţia molară 0,25 mol/l?

15

Rezolvare: Masa necesară de NaCl pentru preparare se calculează aplicând ecuaţia (4): ( ) ( ) ( ) solM VNaClMNaClCNaClm ⋅⋅=

( ) gNaClm 922,220,044,5825,0 =⋅⋅= M(NaCl) = 58,44 g/mol; Vsol = 200 cm3 = 0,20 l Mod de preparare: Deci, masa 2,9220 g NaCl (cântărită exact la

balanţa precisională) se transferă cantitativ într-un balon cotat de 200 cm3, apoi se adaugă o porţiune mică de apă distilată, se dizolvă sarea, după care nivelul soluţiei (adăugând apa cu picătura) se aduce până la cotă şi se agi-tă bine.

3.2. Prepararea soluţiei de clorură de bariu (BaCl2) Exemplu de calcul. Sărurile anorganice, la cristalizare, posedă

molecule de apă, numite molecule de cristalizare care trebuie luate în con-sideraţie la calcule (BaCl2·2H2O; CuSO4·5H2O; Na2CO3·10 H2O; FeSO4· 7H2O; Cr2(SO4)3·18H2O).

Ce masă de cristalohidrat BaCl2·2H2O şi apă sînt necesare pentru a prepara 400 g soluţie cu partea de masă a substanţei dizolvate 10%?

Rezolvare: Calculăm masa BaCl2 anhidru, necesară pentru a pre-para soluţia, aplicând ecuaţia (1):

( ) ( )%1002

2solmBaClBaClm ⋅

=ω

( ) gBaClm 40100

400102 =

⋅=

Calculăm masa cristalohidratului BaCl2·2H2O, care conţine 40 g de sare anhidră:

M(BaCl2) = 208,24 g/mol; M(BaCl2·2H2O) = 244,27g/mol; 244,27 g BaCl2·2H2O ---------208,24 g BaCl2 x g BaCl2·2H2O ---------40 g BaCl2

gx 92,4624,208

4027,244=

⋅=

Calculăm masa apei necesare de adăugat: m(H2O) = 400 – 46,92 = 353,08 g.

Pentru a prepara soluţia dată, masa 46,92 g BaCl2·2H2O se cântă-reşte exact la balanţa precisională, apoi se transferă cantitativ într-un ba-lon. Măsuram cu ajutorul cilindrului 353,08 cm3 (ml) de apă (deoarece

16

densitatea apei este egală cu 1 g/cm3) şi o adăugăm în balon. Agităm solu-ţia până la dizolvarea deplină a cristalohidratului.

3.3. Prepararea soluţiei de dicromat de potasiu (K2Cr2O7) Exemplu de calcul. Calculaţi: a) concentraţia molală (Cm);

b) titrul soluţiei obţinute la dizolvarea a 30 g K2Cr2O7 în 220 cm3 de apă, densitatea soluţiei obţinute este egală cu 1,1 g/cm3.

Rezolvare: a) Calculăm masa K2Cr2O7 care revine la 1 kg de apă: 220 g H2O ----------------------30 g K2Cr2O7

1000 g H2O ---------------------- x g K2Cr2O7

gx 36,136220

301000=

⋅= (K2Cr2O7)

Calculăm concentraţia molală:

( ) kgmolOCrKCm /46,018,29436,136

722 ==

sau conform relaţiei (7)

( ) kgmolkgmolg

gOCrKCm /46,022,0/18,294

30722 =

⋅=

M(K2Cr2O7) = 294,18 g/mol b) Calculăm volumul soluţiei obţinute: msol = m(H2O) + m(K2Cr2O7) = 220 + 30 = 250 g

33,2271,1

250 cmmV solsol ===

ρ

Calculăm titrul soluţiei aplicând ecuaţia (9): Mod de preparare: Cântăriţi la balanţa precisională 30 g K2Cr2O7 şi transferaţi-le can-

titativ într-un pahar Berzelius (300 – 350 ml) şi adăugaţi exact 220 ml de apă distilată. Agitaţi bine cu o baghetă din sticlă conţinutul până se va di-zolva toată sarea şi se va obţine un sistem transparent omogen de culoare galben – oranj. Apoi măsuraţi densitatea soluţiei obţinute precum este ex-plicat în experienţa 1 şi vă convingeţi dacă corespunde cu cea dată în exemplu.

De calculat partea de masă a substanţei dizolvate.

17

Înregistrarea datelor şi oformarea experienţei:

Lucrare de laborator nr._____ Denumirea lucrării

I. Particularităţile lucrării II. Aparate şi ustensile III. Modul de lucru – descrierea conform indicaţiei metodice de la

persoana întâi IV. Calcule în baza datelor experimentale

1. Introducând valorile respective în fiecare formulă de calcul obţineţi rezultatul lucrării realizate

2. Răspuns: 3. Concluzie:

V. Cerinţele generale la descrierea lucrărilor de laborator efectuate

1. Fiecare descriere începe pe o pagină nouă; 2. Pe câmp se notează data; 3. Textul lucrării se scrie fără prescurtări.

Probleme pentru verificarea cunoştinţelor: 1. Ce masă de HCl se conţine în 200 cm3 soluţie cu partea de masă

a substanţei dizolvate 15% şi densitatea 1,078 g/cm3? 2. Calculaţi concentraţia molală şi normală a soluţiei cu partea de

masă a substanţei dizolvate 15% H2SO4 şi ρ = 1,1 g/cm3. 3. În ce volum de apă este necesar de dizolvat 67,2 litri (c.n.) de

clorură de hidrogen pentru a obţine soluţie cu concentraţia 10% HCl? 4. Ce masă CuSO4·5H2O şi apă sînt necesare pentru a prepara

500 g soluţie cu concentraţia molară a sulfatului de cupru (II) egală cu 0,2 mol/l (ρ = 1,2 g/cm3)?

5. La neutralizarea a 30 cm3 soluţie cu concentraţia 0,2n KOH s-au consumat 50 cm3 soluţie H2SO4. Calculaţi concentraţia normală şi titrul soluţiei de acid sulfuric.

18

ANEXE

Tabelul 1. Semne convenţionale, denumiri şi unităţi de mărimi fizice

Semne convenţionale

Denumirea mărimii

Unitate de măsură

m masa g, kg, t n (υ) cantitatea de substanţă mol M masa molară g/mol Vm volumul molar al gazului l/mol V volumul ml, cm3, l, m3 ρ densitatea g/ml, g/cm3, kg/l ω partea de masă %, părţi de unitate CM concentraţia molară mol/l, M Cn concentraţia normală mol-echiv/l, n, N Cm concentraţia molală mol/kg T titrul g/cm3

19

Tabelul 2. Determinarea concentraţiilor soluţiilor după densitate

20

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Представленная работа предлагает следующее: Навыки

• Общие понятия дисперсных систем, растворов, концентрации растворов.

• Приготовление растворов разных концентраций. Цель работы В результате реализации представленных экспериментов студенты смогут:

• определить основные понятия дисперсных систем и растворов;

• использовать различные методы выражения концентрации растворов;

• рассчитать концентрации растворов; • приобрести навыки работы с лабораторной посудой,

используемой для приготовления растворов; • приготовить растворы разных концентраций.

Вопросы для подготовки к занятию 5. Характеристика дисперсных систем. 6. Классификация дисперсных систем. 7. Растворы. Методы выражения концентрации растворов. 8. Приготовление растворов.

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Смесь, состоящая из измельченных частиц одного вещества,

равномерно распределенных между частицами другого вещества, на-зывается дисперсной системой. Вещество, в котором распределены частицы другого вещества, называют дисперсной средой, а вещество, что распределено в дисперсной среде – дисперсной фазой.

Дисперсные системы делятся по двум критериям: 1 - по агрегатному состоянию дисперсной среды и диспер-сной фазы; 2 - по размеру частиц дисперсной фазы.

Учитывая все три агрегатных состояния веществ, различаем разные типы дисперсных систем (табл.1).

21

Таблица 1. Типы дисперсных систем

Дисперсная среда

Дисперсная фаза

Примеры

Газ Газ Воздух (N2 + O2) Газ Жидкость Туманы (воздух + H2O),облака Газ Твердое

вещество Дым, пыль

Жидкость Газ Газированная вода (H2O+CO2), Жидкость Жидкость Молоко, нефть, масло + вода Жидкость Твердое

вещество Вода + глина, вода + известь, пульпа

Твердое вещество

Газ

Платина + водород, пористые тела

Твердое вещество

Жидкость Гели (желатин + вода), грунт, почва

Твердое вещество

Твердое вещество

Твердые растворы, сплавы

Эти системы характеризуются различной устойчивостью. На-

пример, система вода – сахар при постоянных условиях может су-ществовать вечно, а система вода – глина является неустойчивой. Че-рез определенный короткий промежуток времени дисперсная фаза отделяется от дисперсной среды.

По размеру частиц дисперсной фазы или отношению общей площади межфазной поверхности к объему (или массе) дисперсной фазы, дисперсные системы условно делят на:

• Суспензии и эмульсии, в которых размеры частиц дис-персной фазы больше 100 нм (1 нм = 10-9 см). Суспензии - это систе-мы, состоящие из жидкой дисперсной среды и твердой дисперсной фазы. Самая распространенная суспензия - это уличная дорожная грязь: она содержит частицы минералов алюмосиликатов (глины) в водной среде. Суспензиями являются многие краски и эмали, пасты для чистки посуды и ванн и косметические средства. Эмульсии - это дисперсные системы, состоящие из двух взаимонерастворимых жидкостей. Приводя пример эмульсий, обычно вспоминают, что молоко - мельчайшие капельки жира, распределенные в воде. Но к

22

эмульсиям относятся кремы для лица, лечебные мази и даже майонез.

• Коллоидные растворы, в которых размеры распределен-ных частиц находятся в интервале от 1 до 100 нм. Коллоидные рас-творы - это растворы веществ с очень большими молекулами, либо такие, где растворенное вещество образует скопления молекул. При-мерами здесь могут служить растворы, которые получаются из яич-ного белка и крахмала в воде. Кисель, который подают "на сладкое" в детском саду, - это тоже коллоидный раствор.

• Истинные или молекулярные растворы, в которых частицы дисперсной фазы имеют размеры меньше 1 нм. Истинные растворы образуют растворимые вещества.

Растворами называют однородные смеси, состав которых можно менять в широких пределах. В растворах дисперсная среда называется растворителем, а дисперсная фаза – это растворенное ве-щество.

Растворы широко применяются в промышленности, сельском хозяйстве, медицине и т.д. Питательные вещества усваиваются расте-ниями из почвы в виде растворов. Много продуктов питания и лекар-ственных веществ используются в виде растворов. Наибольшее рас-пространение и значение имеют водные растворы.

2. ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ Растворение веществ – это физико-химический процесс, ко-

торый состоит из разрушения кристаллической решетки до молекул или ионов, разрыва межмолекулярных и химических связей в газооб-разных и жидких веществах. Это физическое явление представляет собой эндотермический процесс. Между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества происходит химическое взаимо-действие с образованием химических соединений – сольватов. Процесс называется сольватацией и является экзотермическим. Если растворитель вода, то образующиеся соединения называются гидра-тами, а процесс – гидратацией. Следовательно, растворение являет-ся физико-химическим процессом, состоящим в:

1. Разрушении межмолекулярных связей, а также химических связей в газообразных, жидких и твердых веществах. Этот процесс протекает с поглощением энергии и в этом случае энтальпия увеличивается, ∆H1>0;

23

2. Химическом взаимодействии между растворителем и раство-ренным веществом с образованием химического соединения. Процесс является экзотермическим, и энтальпия системы уменьшается, ∆H2<0;

3. Равномерном распределении образующихся соединений в растворителе. Этот процесс эндотермический, и энтальпия системы увеличивается, ∆H3>0. Общий тепловой эффект растворения (∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3)

может иметь отрицательное значение, т.е. температура раствора уве-личивается, или положительное значение – температура раствора уменьшается. У газообразных и жидких веществ для разрыва межмо-лекулярных связей требуется небольшое количество энергии, а это означает, что растворение этих веществ протекает с выделением теп-ла. При растворении твердых веществ, как правило, температура уменьшается, поскольку разрушение кристаллической решетки про-текает с поглощением большого количества энергии.

Меняется не только температура раствора, но и его объем. Как правило, объем раствора меньше, чем сумма объемов раствори-теля и растворенного вещества.

Растворы не относятся к химическим соединениям, так как их состав меняется в широких пределах, но нельзя отнести их и к меха-ническим смесям. Они занимают промежуточное положение между смесями и химическими соединениями.

3. РАСТВОРИМОСТЬ Растворимость представляет собой способность вещества

распределяться в виде атомов, молекул или ионов в объеме раствори-теля.

Количественно растворимость - это максимальная масса ве-щества, способная растворяться в 100 г воды при данной темпе-ратуре.

Растворы могут быть ненасыщенными, насыщенными и пере-сыщенными.

Раствор называется насыщенным, если достигается равнове-сие с растворенным веществом при данных условиях; раствор, кото-рый содержит меньше растворенного вещества, чем насыщенный раствор, называется ненасыщенным.

24

Раствор, в котором при данной температуре содержится боль-шее количество вещества, чем в насыщенном растворе, называется пересыщенным. Пересыщенный раствор неустойчив, и при измене-нии условий растворенное вещество выпадает в осадок, над которым при данной температуре остается насыщенный раствор.

По растворимости в воде при 200С вещества условно делят на: 1 - растворимые вещества (более 1 г вещества на 100 г воды); 2 - малорастворимые вещества (0,01 г вещества на 100 г воды); 3 - нерастворимые вещества (меньше 0,01 г вещества на 100 г воды); они называются еще практически нерастворимыми, потому что абсолютно нерастворимые вещества не существуют.

Согласно положению «сходство в химической природе и строении веществ увеличивает их взаимную растворимость», - ион-ные и молекулярные соединения с ковалентной полярной связью рас-творяются лучше в полярных растворителях, а неполярные соедине-ния растворяются лучше в неполярных растворителях.

Растворимость зависит от природы вещества и растворителя, от их агрегатного состояния, наличия в растворе различных приме-сей, от температуры, а для газообразных веществ - и от давления.

При увеличении температуры растворимость газообразных веществ, как правило, уменьшается. Для твердых веществ раствори-мость меняется в зависимости от теплового эффекта процесса раст-ворения: растворение большинства твердых веществ является эндо-термическим процессом (∆H>0), как следствие - увеличение темпера-туры приводит к увеличению их растворимости.

Растворимость газообразных веществ сильно зависит от дав-ления. Зависимость растворимости газов от давления выражается за-коном Генри: масса газа растворенного в жидкости, при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над раствором:

m = kP, где m – масса газа; k – постоянная величина (константа Генри); P – давление газа. Поскольку увеличение давления приводит к пропорциональ-

ному уменьшению объема газов, закон Генри можно выразить следу-ющим образом: объем растворенного в жидкости газа не зависит от давления.

25

При растворении смеси газов, растворимость каждого отдель-ного газа пропорциональна его парциальному давлению, а не сум-марному давлению смеси (закон Генри-Дальтона). Парциальное дав-ление одного газа в смеси равно тому давлению, которое производил бы газ, если бы он занимал объем, равный объему смеси газов.

Закон Генри применим только для относительно разбавлен-ных растворов, при невысоких давлениях и в том случае, когда от-сутствует химическое взаимодействие между молекулами растворен-ного газа и молекулами растворителя.

4. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ Химические соединения характеризуются определенным сос-

тавом, а растворы характеризуются концентрацией (растворы не под-чияются закону постоянства состава).

Растворы - это однородные смеси, состоящие из двух и более веществ, состав которых можно менять в широких пределах.

В растворах различают два основных компонента: • растворенное вещество; • растворитель, в котором равномерно распределяется растворенное вещество. Соотношение между растворителем и растворенным вещест-

вом выражается концентрацией. Концентрацией раствора называется содержание растворен-

ного вещества в определенной массе или объеме раствора или раст-ворителя.

Существуют различные способы выражения концентрации растворов:

1. Массовая доля (ω%) растворенного вещества выражается в процентах (или в долях единицы), это масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 г раствора. Для расчета массовой доли раство-ренного вещества используется уравнение:

%⋅=−

− 100рар

mm вавω , (1)

где mв-ва.–масса растворенного вещества; mр-ра.–масса раствора. Когда масса раствора неизвестна, а известен объем раствора и

его плотность, используется уравнение:

26

%⋅⋅

=−−

− 100раррар

вав

Vm

ρω , (2)

поскольку ρ⋅=− Vm рар , где Vр-ра.- это объем раствора в см3 или мл, ρ – плотность раствора (г/см3 или г/мл);

или %⋅+

=−

− 100gm

m

вав

вавω , поскольку gmm ваввав += −− ,

где g - масса растворителя. 2. Молярная концентрация (молярность) обозначается CM

и представляет количество растворенного вещества (в молях), содер-жащегося в 1 л раствора:

( )

VC X

M

υ= , (3)

где ν(X) - количество вещества (в молях) растворенного в объеме V раствора, в литрах. Молярная концентрация измеряется в моль/л или M.

Если масса растворенного вещества выражается в граммах, тогда молярную концентрацию рассчитывают по уравнению:

( )

VMm

CX

XM ⋅=

)(

, (4)

где: m(X) – масса растворенного вещества (г); V – объем раствора (л); M(X) – молярная масса вещества X (г/моль).

3.Молярная концентрация эквивалента (нормальная кон-центрация или нормальность) показывает количество эквивалентов вещества, содержащегося в одном литре раствора, обозначается Cн или N, измеряется в моль-эквив/л и определяется по уравнению:

( )

VMEm

CX

Xн ⋅=

)(

, (5)

где ME(X) молярная масса эквивалента растворенного вещества. Молярную массу эквивалента растворенного вещества

(MЭ(X)) можно определить в зависимости от природы вещества и ре-акциях, в которых оно участвует.

(MЭ(X)) химического элемента вычисляется методом деле-ния атомной массы элемента на его валентность.

27

Примеры: MЭ(Ca) = 40/2 = 20 г/моль-эквив.; MЭ(Na) = 23/1 = 23 г/моль-эквив.; MЭ(Al) = 27/3 = 9 г/моль-эквив.

(MЭ(X)) кислот равна молярной массе кислоты, деленой на число атомов водорода (основность) в молекуле кислоты, замещаю-щихся в химической реакции: MЭ = M / число ионов H+ Примеры: MЭ(H2SO4) = 98/2= 49 г/моль-эквив.; MЭ(HCl) = 36,5/1 = 36,5 г/моль-эквив. В кислотно-основных реакциях, в зависимости от числа ионов Н+ участвующих в реакции, MЭ(H2SO4) может быть:

H2SO4 + КОН → КНSО4 + Н2О; MЭ(H2SO4) = 98/1= 98 г/моль-эквив.;

H2SO4 + 2КОН → К2SО4 + 2Н2О; MЭ(H2SO4) = 98/2= 49г/моль-эквив. Таким образом, МЭ полиосновных кислот является непостоянной ве-личиной.

(MЭ(X)) оснований вычисляется делением молярной массы основания на число замещенных в нем гидроксильных групп OH-

(кислотность). MЭ = M / число групп OH- Примеры: MЭ(Ca(OH)2) = 74/2 = 37 г/моль-эквив.; ME(NaOH) = 40/1 = 40 г/моль-эквив. Аналогично примеру полиосновных кислот, МЭ поликислотных ос-нований может быть разной: MЭ(Ca(OH)2) может быть 37 г/моль-эквив. или MЭ(Ca(OH)2) = 74 г/моль-эквив., в зависимости от числа групп ОН-, участвующих в реакциях.

(MЭ(X)) для солей рассчитывают делением молярной массы соли на произведение числа ионов катиона (или аниона), присутству-ющих в молекуле соли, на заряд данного катиона (аниона). MЭ = M / валентность катиона x число ионов металла Примеры: MЭ(CaSO4) = 136/2·1= 68 г/моль-эквив.; MЭ(Na2CO3) = 106/1·2 = 53 г/ моль-эквив.

28

(MЭ(X)) окисления или восстановления - это соотношение молярной массы на количество электронов, участвующих в окисли-тельно-восстановительном процессе. Примеры: Ион MnO4

- может участвовать в разных реакциях: a) MnO4

- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O (кислая среда); б) MnO4

- + 3e- + 4H+ → MnO2 + 2H2О (нейтральная или слабокислая среда); в) MnO4

- + 1e-→ MnO42- (щелочная среда).

В этих трех реакциях MЭ(KMnO4) будет: a) MME(KMnO4) = M(KMnO4)/5 = 31,61 г/моль-эквив.; б) MME (KMnO4) = M(KMnO4)/3 = 52,68 г/моль-эквив.; в) MME(KMnO4) = M(KMnO4)/1 = 158,04 г/моль-эквив.

В расчетах для растворов, которые взаимодействуют между собой и для которых концентрация выражена через нормальную кон-центрацию, используется закон эквивалентов:

Cн1V1 = Cн2V2 (6) 4. Моляльная концентрация, или моляльность - количество

растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя. Обоз-начается Cm и измеряется в молях на кг (моль/кг).

( )

ляр

Xm m

C−

=υ

, или ( )

лярX

Xm mM

mC

−⋅=

)(

. (7)

Следует обратить особое внимание что, несмотря на сходство названий, молярная и моляльная концентрации — величины различ-ные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выра-жении моляльной концентрации в расчёт ведут на массу раствори-теля, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярности не зависит от температуры.

5. Мольная (молярная) доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы, и обозначая Ni.

21

1

nnnNi+

= , (8)

где n1 – количество растворенного вещества, n2 – количество раство-рителя.

29

6. Титр раствора - масса растворённого вещества (г) в 1 см3 (мл) раствора, обозначается через T и выражается в g/cm3. Титр раст-вора вычисляется по уравнению:

( )

рар

X

Vm

T−

= или ( )

1000Xn MЭC

T⋅

= , (9)

где: m(Х) — масса растворённого вещества, г; Vр-ра — общий объём раствора, мл; Cn – молярная концентрация эквивалента; MЭ(X) – молярная масса эквивалента растворенного вещества.

В аналитической химии обычно концентрацию титранта пе-ресчитывают применительно к конкретной реакции титрования та-ким образом, чтобы объём использованного титранта непосредствен-ного показывал массу определяемого вещества; то есть титр раствора показывает, какой массе определяемого вещества (в граммах) соот-ветствует 1 мл титрованного раствора.

5. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ Химический раствор может быть приготовлен при смешива-

нии одного растворимого вещества с другим веществом, который называется растворителем.

Растворы могут быть жидкими, газообразными или тверды-ми. В жидких растворах в качестве растворителя используется вода, спирты, ацетон и другие органические растворители.

Лабораторная посуда, необходимая для приготовления растворов (рис.1): Стакан Берцелиуса, часовое стекло (бюксы или маленькие стаканчики для взвешивания), воронка, бюретка, ложечка, стеклянные палочки, мерная колба, мерный цилиндр, пипетка, про-мывалка. Этапы приготовления водных растворов разных концентраций: 1. Расчеты, необходимые для приготовления растворов заданных концентраций; 2. Взвешивание сухих веществ или измерение объёмов мерным цилиндром или пипеткой; 3. Количественное введение взвешенных твердых веществ или жидкостей в мерную колбу через воронку; 4. Перемешивание раствора; 5. Добавление дистиллированной воды в мерную колбу вблизи метки;

30

6. Отстаивание раствора на короткий промежуток времени; 7. Добавление дистилированой воды до метки; 8. Конечное перемешивание раствора; 9. Этикетка раствора.

а) б) в)

г) д) е)

ж) з) и) Рис. 1. Лабораторная посуда: а) стакан Берцелиуса;

б) конические колбы; в) стеклянные палочки; г) мерная колба; д) воронки; е) промывалка; ж) мерные цилиндры; з) пипетки; и) бюретки.

31

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из более концентрированного раствора. Приготовление раствора серной кислоты

Налейте в стеклянный цилиндр концентрированный раствор серной кислоты и определите ее плотность ареометром. Следите за тем, чтобы ареометр не касался стен цилиндра для точного определе-ния плотности (рис.2).

(a) (б) (в) Рис. 2. Ареометр (a). Определение плотности растворов ((б), (в)).

Из таблицы плотности растворов (приложения, таблица 2)

определите массовую долю серной кислоты, соответствующей най-денной плотности. Рассчитайте, какой объем этой кислоты нужно взять для приготовления 100 см3 раствора серной кислоты заданной концентрации (по указанию преподавателя). Отмерьте в мерном ци-линдре полученный в результате расчета объем кислоты. В мерную колбу на 100 см3 налейте дистиллированной воды, примерно на ¼ объема. При постоянном перемешивании раствора круговыми движе-ниями колбы, через воронку маленькими порциями перелейте всю кислоту из цилиндра. Сполосните воронку водой и оставьте получен-ный раствор для охлаждения до комнатной температуры, затем дове-дите уровень раствора в колбе до метки добавлением воды. По-следние капли воды добавьте при помощи пипетки Мора. Закройте

32

колбу пробкой, перемешайте полученный раствор и сохраните его для следующего опыта.

Пример расчёта. Какой объем раствора с концентрацией ω(H2SO4) = 96%, (ρ = 1,84 г/см3) необходим для приготовления 100 см3 раствора с нормальной концентрацией 0,2н?

Решение: Вычисляем молярную массу эквивалента H2SO4: MЭ(H2SO4) = M(H2SO4)·fэквив. = 1/2 · 98,07 = 49,035 г/моль-эквив.

Из уравнения (5) рассчитываем массу H2SO4, необходимую для приготовления 100 см3 (0,1 л) 0,2н раствора:

m(H2SO4) = Cн(H2SO4) · MЭ(H2SO4) · Vр-ра. m(H2SO4) = 0,2 · 49,035 · 0,1 = 0,9807 г.

Из уравнения (2) вычисляем объем раствора H2SO4:

%⋅⋅

=−

−− 100

рар

ваврар

mVρω

= 355,010084,196

9807,0 см=%⋅⋅

.

Следовательно, для приготовления 100 см3 0,2н раствора H2SO4 необходимо перенести 0,55 см3 первоначального (концентри-рованного) раствора в мерную колбу на 100 см3 (в которую предва-рительно, налить незначительный объем дистилированой воды), затем объем доводят до метки дистиллированной водой.

Нужно отметить, что концентрация приготовленного раство-ра не является точной. Для определения более точной концентрации приготовленного раствора применяется метод титрования - один из методов количественного анализа.

Опыт 2. Определение концентрации серной кислоты ме-

тодом титрования Метод титрования заключается в постепенном добавлении

раствора - титранта (концентрация которого известна) к определен-ному объёму исследуемого раствора. Добавление титранта продол-жается до тех пор, пока вещества не прореагируют без остатка (в строго эквивалентных количествах). Этот момент называют точкой эквивалентности. Конечную точку титрования определяют с помо-щью индикаторов, которые меняют окраску в точке эквивалентности. Исследованный раствор наливают в мерную колбу (колба для титро-вания), а титрант - в бюретку.

Отберите пипеткой 10 см3 приготовленного раствора (предва-рительно сполосните пипетку этим же раствором) и перенесите в мерную колбу, добавьте 2-3 капли фенолфталеина (индикатор) и ти-

33

труйте раствором щелочи из бюретки до появления розовой окраски, которая не исчезает при перемешивании в течение 30 секунд (по-следние капли раствора щелочи добавляют по одной). Титрование повторяют 2-3 раза.

После каждого титрования колбу необходимо вымыть и спо-лоснуть дистиллированной водой. Перед каждым титрованием в бю-ретке доводят раствор щелочи до «0». Отметьте (по бюретке) объём раствора щелочи, который израсходуется на титровании. Результаты титрования не должны расходиться между собой более чем на 0,1 см3. Так как закон эквивалентности строго соблюдается (число экви-валентов кислоты и щёлочи равны в точке эквивалентности), концен-трацию кислоты вычисляют по уравнению (6):

Cн1V1 = Cн2V2 или CнкVк = CнщVщ , где Cнк - нормальная концентрация кислоты (в данном случае неиз-вестна ); Vк – объём кислоты, взятой для титрования; Cнщ – нормальная концентрация щелочи (концентрация известна); Vщ – объём раствора щелочи, израсходованной на титрование.

( ) ( )4242 SOHV

VCнSOHCн щщ ⋅= .

Вычислить также молярную концентрацию и титр раствора кислоты.

Опыт 3. Приготовление растворов солей различных

концентраций 3.1. Приготовление раствора хлорида натрия (NaCl) Пример расчета: Какая масса хлорида натрия необходима

для приготовления 200 мл раствора с молярной концентрацией CM(NaCl) = 0,25 моль/л?

Решение: Необходимую массу NaCl вычисляем по уравне-нию (4): ( ) ( ) ( ) рарM VNaClMNaClCNaClm −⋅⋅=

( ) 922,220,044,5825,0 =⋅⋅=NaClm г M(NaCl) = 58,44 г/моль; Vр-ра= 200 см3 = 0,20 л Метод приготовления: Массу 2,9220 г NaCl (точно взвесив

на аналитических весах) количественно переносят в мерную колбу на

34

200 см3, затем добавляют небольшое количество дистиллированной воды, соль растворяется, затем добавляют (пипеткой) воду и доводят уровень раствора до метки. Приготовленный раствор хорошо переме-шивают.

3.2. Приготовление раствора хлорида бария (BaCl2) Пример расчета: Неорганические соли, при кристаллизации,

содержат молекулы воды, называемые кристаллизационной водой, которую нужно учесть при расчетах (BaCl2·2H2O; CuSO4·5H2O; Na2CO3·10H2O; FeSO4·7H2O; Cr2(SO4)3·18H2O). Какая масса кристал-логидрата BaCl2·2H2O и воды необходима для приготовления 400 г раствора с массовой долей растворённого вещества 10%?

Решение: Вычисляем массу безводного BaCl2, необходимого для приготовления данного раствора, используя уравнение (1):

( ) ( )%100

22

рарmBaClBaClm −⋅

=ω

,

( ) 40100

400102 =

⋅=BaClm г.

Вычисляем массу кристаллогидрата BaCl2 · 2H2O, который содержит 40 г безводной соли:

M(BaCl2) = 208,24 г/моль; M(BaCl2 · 2H2O) = 244,27г/моль; 244,27 г BaCl2 · 2H2O ---------208,24 г BaCl2 x г BaCl2 · 2H2O ---------40 г BaCl2

92,4624,208

4027,244=

⋅=x г

Рассчитываем массу воды: m(H2O) = 400 – 46,92 = 353,08 г.

Для приготовления данного раствора, взвешивают точно на аналитических весах 46,92 г BaCl2 · 2H2O и количественно переносят в колбу. Мерным цилиндром измеряем 353,08 см3 (мл) воды (по-скольку плотность воды равна 1 г/см3) и также добавляем в колбу. Перемешиваем раствор до полного растворения кристаллогидрата.

3.3. Приготовление раствора дихромата калия (K2Cr2O7) Пример расчета. Определите: a) моляльную концентрацию

(Cm); б) титр полученного раствора при растворении 30 г K2Cr2O7 в 220 см3 воды, плотность полученного раствора равна 1,1 г/см3.

35

Решение: a) Вычисляем массу K2Cr2O7, которая соответству-ет 1 кг воды:

220 г H2O ----------------------30 г K2Cr2O7 1000 г H2O ---------------------- x г K2Cr2O7

36,136220

301000=

⋅=x г (K2Cr2O7).

Рассчитываем моляльную концентрацию:

( ) кгмольOCrKCm /46,018,29436,136

722 ==

или по уравнению (7)

( ) кгмолькгмольг

гOCrKCm /46,022,0/18,294

30722 =

⋅=

M(K2Cr2O7) = 294,18 г/моль. б) Определяем объём полученного раствора:

mр-ра = m(H2O) + m(K2Cr2O7) = 220 + 30 = 250 г 33,227

1,1250 см

mV рар

рар === −− ρ

Определяем титр раствора по уравнению (9):

( ) 3722 /13,0

3,22730 смгOCrKT == .

Метод приготовления: Взвесьте на аналитических весах 30 г K2Cr2O7, перенесите

навеску количественно в стакан Берцелиуса (300–350 мл) и добавьте ровно 220 мл дистиллированной воды. Тщательно перемешивайте раствор стеклянной палочкой до полного растворения соли и получения однородного прозрачного раствора оранжевого цвета. Определите плотность полученного раствора, как описано в опыте 1, и убедитесь, что она соответствует значению плотности приведенной в задачи.

Рассчитайте массовую долю растворенного вещества.

36

Запись данных и оформление отчёта:

Лабораторная работа №___ Название работы

I. Особенности лабораторной работы. II. Используемая лабораторная посуда. III. Метод выполнения работы – описание хода работы по методическому указанию от первого лица. IV. Расчет данных анализа.

1. Используя формулы для расчетов, получить результаты проводимой работы.

2. Ответ: 3. Вывод: V. Основные требования при оформлении работы. 4. Каждая работа начинается с чистого листа. 5. На поле записывается число. 6. Текст работы записывается без сокращений.

Задачи для самостоятельного решения: 1. Какая масса HCl содержится в 200 см3 раствора с массовой

долей растворённого вещества 15% и плотностью 1,078 г/см3? 2. Определите моляльную и нормальную концентрацию рас-

твора с массовой долей растворенного вещества 15% H2SO4 и ρ = 1,1 г/см3.

3. В каком объёме воды необходимо растворить 67,2 л (н.у.) хлористого водорода для получения 10%-ного раствора HCl?

4. Какая масса CuSO4·5H2O и воды необходима для приготов-ления 500 г 0,2 моль/л раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,2 г/см3)?

5. Для нейтрализации 30 см3 0,2н раствора KOH израсходова-ли 50 см3 раствора H2SO4. Определите нормальную концентрацию и титр раствора серной кислоты.

37

ПРИЛОЖЕНИЯ

Таблица 1. Условные знаки, названия и единицы физических величин

Условный

знак Название величины Единицы измерения

m масса г, кг, т n (υ) количества вещества моль M молярная масса г/моль Vm молярный объём газа л/моль V объём мл, cм3, л, м3 ρ плотность г/мл, г/cм3, kг/л ω массовая доля %, в долях единицы CM молярная концентрация моль/л, M Cn нормальная концентрация моль-эквив/л, н, N

Cm моляльная концентрация моль/кг T титр г/cм3

38

Таблица 2. Определение концентраций растворов по плотности

39

BIBLIOGRAFIE 1. Amarii V., Cernega L. Chimia analitică. Metode cantitative.

Îndrumar de laborator. - Chişinău: UTM, 2003. 2. Conunov Ţ., Popov M., Fusu I. Curs de chimie. – Chişinău:

Lumina, 1994. 3. Indicaţii metodice pentru lucrări de laborator la chimie. –

Chişinău: UTM, 1979. 4. Васильев В.П., Морозов Р.П., Кочергина Л.А.

Аналитическая химия. Лабораторный практикум. -Москва: Дрофа, 2006.

5. Методические указания к выполнению лабораторных работ по химии для студентов I-го курса для инженерных специальностей. – Кишинэу: UTM, 1986.

6. Таперова А.А. Лабораторный практикум по общей химии. - Москва: Высшая школа, 1976.

CUPRINS

Sisteme disperse. Soluţii. Prepararea soluţiilor. 3 1. Caractere generale.......................................................................... 3 2. Procesul dizolvării......................................................................... 5 3. Solubilitatea................................................................................... 6 4. Concentraţia soluţiilor.................................................................... 7 5. Prepararea soluţiilor……………………………………………... 10 Experienţa 1. Prepararea soluţiei de o anumită concentraţie din

alta mai concentrată. Prepararea soluţiei de acid sulfuric.............. 12 Experienţa 2. Determinarea concentraţiei acidului sulfuric prin

metoda titrimetrică......................................................................... 14 Experienţa 3. Prepararea soluţiilor de diverse concentraţii din

substanţe solide (săruri)................................................................. 14 3.1. Prepararea soluţiei de clorură de sodiu, NaCl.................... 14 3.2. Prepararea soluţiei de clorură de bariu, BaCl2................... 15 3.3. Prepararea soluţiei de dicromat de potasiu, K2Cr2O7......... 16 Înregistrarea datelor şi oformarea experienţei......................................... 17 Probleme pentru verificarea cunoştinţelor……………………………... 17 Anexe....................................................................................................... 18 BIBLIOGRAIE...................................................................................... 39

40

СОДЕРЖАНИЕ Дисперсные системы. Растворы. Приготовление растворов............. 20 1. Основные понятия....................................................................... 20 2. Процесс растворения................................................................... 22 3. Растворимость.............................................................................. 23 4. Концентрация растворов............................................................. 25 5. Приготовление растворов........................................................... 29 Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из

более концентрированного раствора. Приготовление раствора серной кислоты............................................................. 31

Опыт 2. Определение концентрации серной кислоты методом титрования..................................................................... 32

Опыт 3. Приготовление растворов солей различных концентраций................................................................................ 33

3.1. Приготовление раствора хлорида натрия, NaCl............ 33 3.2. Приготовление раствора хлорида бария, BaCl2............ 34 3.3. Приготовление раствора дихромата калия, K2Cr2O7.... 34 Запись данных и оформление отчёта................................................... 36 Задачи для самостоятельного решения............................................... 36 Приложения.......................................................................................... 37 Библиография....................................................................................... 39