0,014 Г/мл відповідає 2 %

0,002 Г/мл відповідає Δω %,

звідки Δω = 0,28%.

Тому масова частка одержаного розчину становитиме:

ω_од. = 6 % + 0,28 % = 6,28 %.

Похибку проведеного досліду визначаємо за формулою:

Дослід 2. Приготування певного об'єму розчину солі із заданою молярною або еквівалентною молярною концентрацією

Розрахувати, яка кількість солі необхідна для приготування зада­ного розчину. Розраховану кількість солі зважити у попередньо зваже­ному скляному бюксі чи на годинниковому склі на технохімічних тере­зах. У мірну колбу потрібної місткості встановити лійку, перенести у неї наважку солі. Невеликою кількістю дистильованої води з промивалки обмити над лійкою бюкс або годинникове скло і таким чином змити всю сіль у колбу. Поступово додаючи воду (не більше 2/3 об’єму колби) та перемішуючи рідину легким круговим рухом колби, домогтися повного розчинення солі. Після повного розчинення усієї солі додати у колбу воду до позначки. Останні порції води додавати по краплинах із піпетки. Закрити колбу корком та перемішати розчин, кілька разів пере­вернувши колбу.

Зразковий розрахунок. Припустимо треба приготувати 100 мл розчину Nа₂СО₃  10Н₂О еквівалентної молярної концентрації 0,5 моль/л. Для цього необхідно розрахувати, скільки грамів Nа₂СО₃  10Н₂О необхідно взяти для приготування такого розчину. Виходячи з формули:

С_eq = m_р/(M_eqV)

знаходимо m_рч = С_eq M_eqV ,

де С_eq– еквівалентна молярна концентрація заданого розчину, моль/л; m_рч – маса розчиненої речовини, г; M_eq – еквівалентна молярна маса розчиненої речовини, г/моль; V - об'єм розчину, л.

Еквівалентна маса M_eq(Nа₂СО₃  10Н₂0 ) = 286 : 2 = 143 г/моль.

m_р = 0,5 моль/л  143 г/моль  0,1 л = 7,15 г

Визначити молярну концентрацію за даною формулою:

С = m_р/(МV)

де M – молярна маса розчиненої речовини, г/моль.

Записати результати в вигляді: ρ_практ. = _____, ρ_{теорет.} = _____.

За методом інтерполяції знайти ω_од.. Знайти відносну похибку експерименту

.

Контрольні питання

1. Дати визначення розчину.

2. Що таке концентрація розчину?

3. Способи визначення концентрації, розчинів формули, одиниці вимірювання?

4. У чому сутність правила змішування (правило хреста) при приготуванні розчину проміжної концентрації з більш розведених та більш концентрованих розчинів ?

5. Які фізичні та хімічні процеси відбуваються під час розчинення?

6. Які існують способи приготування розчинів?

7. Що називають масовою часткою розчиненої речовини? За якою формулою її обчислюють?

8. Стандартні та стандартизовані розчини реагентів. Способи їх приготування.

9. Завдання в додатку 2.

Лабораторна робота № 4

Електролітична дисоціація

Теоретичні зауваження

Електролітична дисоціація – це процес розпаду на іони речовини під час розчинення у воді чи іншому полярному розчиннику або під час плавлення.

В основі цього механізму лежить хімічна теорія розчинив Д.І. Менделєєва, згідно з якою самодовільне розчинення речовини пояснюється хімічною взаємодією часток розчиненої речовини з молекулами розчинника внаслідок чого утворюються сольвати (гідрати – якщо розчинник вода). Як правило, сольвати менш стійки ніж звичайні хімічні сполуки. Розвиток теорія розчинів електролітів отримала в працях російських вчених І.О.Каблукова (1857-1942 рр.), В.О.Кистяковського (1865-1952 рр.).

Основні положення теорії електролітичної дисоціації:

• При розчиненні (плавленні) електроліту у воді чи іншому полярному розчиннику відбувається електролітична дисоціація – розпад речовини на іони;

Дисоціацію молекул речовини з іонним або полярним ковалентним зв’язком спричиняє полярність молекул розчинника;

• Електролітична дисоціація відбувається мимовільно (ΔG < 0). Зменшення енергії Ґіббса обумовлено утворенням _ангану_нату_м (гідратованих) іонів. Енергія взаємодії молекул розчинника з розчиненою речовиною (енергія сольватації) достатня, щоб зруйнувати хімічні зв’язки в молекулах чи кристалах.

• Електропровідність розчинів чи розплавів електролітів зумовлена наявністю в них іонів;

Процес дисоціації – оборотний, скільки встановлюється динамічна рівновага між кількість молекул, які розпалися на іони, та числом іонних асоціатів, що утворилися.

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації Арреніусом було введено поняття ступінь електролітичної дисоціації.

Ступінь дисоціації (α) це відношення числа молекул, дисоційованих на іони, до загальної кількості молекул електроліту в розчині:

Ступінь дисоціації (α) електроліту величина безрозмірна, її виражають у частках одиниць або у відсотках. Ступінь дисоціації залежіть від типу зв’язку, від концентрації електроліту, від температури.

Усі електроліти за ступенем дисоціації поділяються на сильні і слабкі електроліти.

Сильні електроліти в розчинах практично повністю дисоціюють на іони, навіть в концентрованих розчинах їхній ступінь дисоціації α становить понад 30 %. До сильних електролітів належіть абсолютна більшість солей, кислоти HclO₄, H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, луґи NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють лише частково (α ≤ 3 %). В розчині встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими частками та іонами. До них належить більшість органічних кислот, а також багато неорґанічних – HclO, H₂S, HNO₂, H₂СO₃, H₂SіO₃, нерозчинні гідроксиди металів, гідроксид амонію NH₄OH, вода.

Електроліти середньої сили, ступінь дисоціації яких дещо більш 3 % (за першою стадією) – H₃РO₄, H₂SO₃, Мg(OH)₂ частіше відносять до слабких _ангаролітів.

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежіть від їхньої концентрації в розчині: з розведенням розчинів ступінь дисоціації збільшується.

В розчинах слабких електролітів процес дисоціації оборотний

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО⁻

Як будь-який рівноважний процес його можна охарактеризувати константою дисоціації: .

В загальному вигляді: АВ ↔ А⁺ + В⁻

.

Константа дисоціації залежіть від природи електроліту, розчинника, температури, але не залежіть від концентрації розчину. З підвищенням температури константа дисоціації звичайно зменшується, тобто процес дисоціації екзотермічний. Це означає, що сумарна теплота гідратації іонів вище енергії внутрішньо молекулярних зв’язків. Чім більше К_дис, тим легше дисоціює електроліт, тим сильніше кислота чи основа.

Закон розведення Оствальда встановлює зв’язок між ступенем дисоціації та константою дисоціації

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО⁻

Якщо С – молярна концентрація електроліту, α – ступінь дисоціації, то С · α – концентрація [СН₃СОО⁻] = [Н⁺], (1 – α) · С – концентрація молекул СН₃СООН, які не розпалися на іони.

Коли α<<1, тоді 1 – α ≈ 1, отже значенням α можна знехтувати, і, таким чином: К_дис. = α²С

Ступінь дисоціації зростає при розведені розчину (закон Освальда).

У розчинах сильних електролітів концентрація йонів є великою. Сили взаємодії між іонами та молекулами розчинника зростають. Навколо кожного іона виникає шар протилежно заряджених іонів, який одержав назву іонна атмосфера. Чим більша концентрація розчину, тим сильніша гальмуюча дія іонної атмосфери на електропровідність розчину й тим менше значення ступені дисоціації сильного електроліту. Тому замість концентрації вводять величину ефективної концентрації – активності електроліту (іонів). Активність іона (а) – це добуток його концентрації та коефіцієнта активності: a = f · C

В концентрованих розчинах коефіцієнт активності f < 1, що вказує на взаємодію між іонами.

Коефіцієнт активності залежить від природи розчинної речовини, розчинника, концентрації розчину та температури.