Определение молярной массы эквивалентов металла мg аl или zn методом вытеснения водорода

Цель работы: ознакомление с методикой определения молярной массы эквивалентов металла.

Теоретическое введение

Привести закон эквивалентов, понятия эквивалента, числа эквивалентности, фактора эквивалентности, количества вещества эквивалентов, молярной массы эквивалентов, молярного объёма эквивалентов, формулы для определения молярной массы эквивалентов простого вещества, бинарных соединений, кислот, оснований и солей. Привести примеры.

Экспериментальная часть

Применяемый для этой цели прибор – эвдиометр состоит из двух бюреток 1 (измерительная) и 2 (расширительная), заполненных частично водой. Бюретки укреплены на штативе, соединены резиновой трубкой и образуют два сообщающихся сосуда. Бюретка 1 закрыта пробкой с газоотводной трубкой, к которой присоединяется V-образная пробирка 3 (пробирка Оствальда).

Рис.2.1. Эвдиометр

Вначале необходимо определить цену деления измерительной бюретки. Цифры на бюретке обозначают объём в кубических сантиметрах. Показания бюретки снимаются по нижнему мениску жидкости, причем уровень жидкости и глаз наблюдателя должны быть на одной горизонтали.

Перед началом эксперимента необходимо проверить прибор на герметичность. Для этого присоедините пробирку Оствальда к измерительной бюретке и создайте разряжение, опуская расширительную бюретку на 10–20 см относительно измерительной бюретки.

Если прибор герметичен, то уровень жидкости в измерительной бюретке немного опустится за счёт разряжения, а затем останется без изменений. В ином случае жидкость в бюретках 1 и 2 установится на одном уровне.

Продолжать опыт на таком приборе нельзя; следует обратиться к преподавателю или инженеру.

Не присоединяя пробирку Оствальда, перемещайте расширительную бюретку и установите уровень жидкости в измерительной бюретке на нулевое деление или немного ниже.

Поместите в одно колено пробирки Оствальда навеску металла (занесите массу металла в табл. 2.1), а в другое колено налейте соляной кислоты от трети до половины объёма. Присоедините пробирку Оствальда к бюретке 1. Вновь проверьте прибор на герметичность.

Приведите давление в измерительной бюретке к атмосферному. Для этого установите жидкость в бюретках на одном уровне, но не выше нулевого деления измерительной бюретки. Измерьте исходный объём газа в бюретке 1 (V1).

Осторожно наклоняя пробирку Оствальда, прилейте кислоту к металлу. Произойдёт реакция с выделением водорода. По окончании реакции вновь приведите давление в измерительной бюретке к атмосферному, устанавливая жидкость в бюретках на одном уровне.

Измерьте конечный объём газа в бюретке 1 (V2). Занесите объёмы V1 и V2 в табл. 2.1.

Использованную пробирку поместите в мойку. Эвдиометр приведите в исходное состояние.

Измерьте температуру в лаборатории и атмосферное давление. Результаты занесите в табл. 2.1.

Вычисления

1. Определите объем выделившегося водорода по формуле

2. Определите парциальное давление водорода по

формуле

• 3. Найдите массу выделившегося водорода по уравнению Менделеева – Клапейрона:
• → .
• (Все величины для расчёта перевести в одну систему единиц!)
• 4. Найдите экспериментальную молярную массу эквивалента металла по уравнению закона эквивалентов

5. Найдите значение экспериментальной молярной массы металла по формуле

6. Используя периодическую таблицу, определите зна-

чение истинной молярной массы металла и вычислите значение истинной молярной массы эквивалентов металла:

7. Вычислите относительную ошибку опыта по формуле

8. Все экспериментальные и расчётные результаты сведите в табл.2.1..

Таблица 2.1. Экспериментальные и расчётные результаты

Выводы.Укажите возможные источники ошибки опыта.

1. Контрольные вопросы
2. 1. Определите объём выделившегося водорода при
3. нормальных условиях по формуле объединённого газового закона
4. ,
5. где верхний индекс (о) обозначает величину, соответствующую нормальным условиям.

2. Вычислите значение экспериментальной молярной массы эквивалентов металла, используя уравнение закона эквивалентов и молярный объём эквивалентов водорода. Сравните полученное значение молярной массы эквивалентов металла и ранее найденное.

Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода

• Федеральное государственное бюджетное  образовательное учреждение высшего профессионального образования
• «КАЛИНИНГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
• ХИМИЯ
• Методические указания по выполнению лабораторных работ

специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния,280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62- Водные биоресурсы и аквакультура

КГТУ

Калининград – 2006

Авторы: Лемперт О.Т., доцент кафедры химии Калининградского государственного

          технического университета

          Поднебеснова Ф.В., старший преподаватель кафедры химии   

1.           Калининградского государственного технического университета
2. Введение
3.   Методические указания предназначены, для выполнения лабораторных работ

по неорганической и аналитической химии студентами очной и заочной форм обучения специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния,280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62-Водные биоресурсы и аквакультура.

  При выполнении лабораторных работ закрепляется материал по наиболее важным вопросам общей, неорганической и аналитической химии.

   Каждый студент обязан вести свой лабораторный рабочий журнал (общая тетрадь), являющийся отчетом о проделанной лабораторной работе. Записи в лабораторный журнал необходимо вносить аккуратно и разборчивым почерком.  

   Категорически запрещается делать записи карандашом и на разрозненных листках бумаги.

   Все записи сразу же вносят в журнал, не надеясь на память. Записывают результаты измерений и вычислений чернилами. В рабочем журнале ничего не исправляют, не стирают и не забеливают корректором.

В случае ошибки цифру или слово зачеркивают (только один раз), написав исправленное рядом или над ошибкой.

Если неправильным оказался большой материал, не вырывают страницы из журнала: достаточно перечеркнуть их по диагонали.

    Перед каждым лабораторным занятием студент должен самостоятельно изучить теоретический материал по учебнику, конспекту лекций; прочитать описание лабораторной работы и подготовить форму отчета.

При оформлении отчета по лабораторной работе указывают название темы, составляют краткое теоретическое введение, дату, номер и название лабораторной работы; название, цель и схему каждого опыта, записывают уравнения реакций, описанных в опыте.

    Наблюдения и выводы по каждому опыту составляют и записывают после того, как лабораторная работа выполнена в учебной лаборатории.

Раздел 1: НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Неорганическая химия –это химия элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и образованных ими простых или сложных химических соединений (веществ) Неорганическая химия неотделима от общей химии.

  Общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами.

Расчеты таких количественных соотношений между элементами в соединениях и между веществами в уравнениях химических реакций, вывод формул называются стехиометрическими расчетами.

Их теоретической основой являются фундаментальные законы химии (стехиометрические законы).

Закон эквивалентов.

Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества. Эквивалентный объем.

Эквивалент (химический) – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной или ионно-обменной реакции эквивалентна одному катиону водорода (протону) либо в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Количество эквивалента вещества выражается в молях (nЭ).

  Масса 1 моль эквивалента вещества, т.е. молярная масса эквивалента вещества (МЭ), равна произведению фактора эквивалентности (fЭКВ) на молярную массу вещества (М).                       МЭ = fЭКВ · М [г/моль].

  Фактор эквивалентности – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Пример1.Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) гидроксида бария Ba(OH)2 в кислотно-основной реакции

 Решение.    1.Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O; (HCl в избытке).

В данной реакции участвуют два катиона водорода (H+). Одному катиону водорода эквивалентна условная частица ½ молекулы Ba(OH)2, а fЭКВ = ½.. Молярная масса эквивалента Ba(OH)2 равна:

• МЭ(Ba(OH)2) = fЭКВ · М (Ba(OH)2).
• М (Ba(OH)2)= 137 + 2·16 + 2·1= 171 г/моль.
• МЭ(Ba(OH)2) = ½ · 171 = 85,5 г/моль.

     2. Ba(OH)2 + HCl = BaОНCl + H2O; (HCl в недостатке).

1. В этой реакции участвует один катион водорода, которому будет соответствовать 1 молекула Ba(OH)2 , а fЭКВ = 1.
2. МЭ(Ba(OH)2) = 1 · 171 = 171 г/моль.
3. Из рассмотренных примеров следует: эквивалент, фактор эквивалентности и эквивалентная масса одного и того же вещества величина переменная и зависит она от того, в какую реакцию это вещество вступает.
4. Примечание: Фактор эквивалентности может быть меньше единицы или равен единице. 

    Широко используется такое понятие, как объем эквивалента газообразного вещества (эквивалентный объем). Это объем, который занимает при нормальных условиях 1моль эквивалентов газообразного вещества. Известно, что один моль любого газа (н.у.) занимает постоянный объем, равный 22,4 л (следствие из закона Авогадро).

Пример 2. Вычислить эквивалентный объем кислорода, условия нормальные (н.у.).

• Решение: 1. Вычисляем эквивалентную массу кислорода:
• МЭ = А / В
• Где А- атомная масса элемента, г/моль (величина табличная);
•   В – валентность (степень окисления) элемента.

  Валентность кислорода в химических соединениях чаще всего равняется двум, степень окисления = –2. Отсюда, МЭ(О) = 16/2 = 8 г/моль.

1.     Из закона Авогадро следует, что 32 г/моль О2 (1 моль О2) занимают объем 22,4 л, а 8 г/моль (1 моль эквивалента О2) будут занимать эквивалентный объем (объем эквивалента): кислорода:
2. VЭ(О2) = 22,4 · 8 /32 = 5,6 л/моль.
3. Закон эквивалентов
4.    Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):
5. m1/m2 = МЭ1 / МЭ2  или V1 / V2 = VЭ1 / VЭ2.

  Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такие расчеты возможны благодаря закону эквивалентов.

Пример 1. При сжигании 2,28 г металла было получено 3,78 г его оксида. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) металла.

• Решение. Находим массу кислорода m (O) = m (оксида) — m(Me);
• m (O) = 3,78 – 2,28 = 1,50 г
• По закону эквивалентов: m(Ме)/m(О) = МЭ(Ме) / МЭ(О),
• вычисляем эквивалентную массу металла
•  МЭ(Ме)  = m(Ме)·МЭ(О) / m(О),
• МЭ(Ме) = 2,28 · 8 /1,5 = 12,16 г/моль.

Пример 2. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (молярную массу эквивалента)

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалентная масса гидроксида металла равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильных групп; б) эквивалентная масса соли равна сумме эквивалентных масс металла и кислотного остатка. По закону эквивалентов:

1. МЭ(МеОН) / МЭ (МеNO3) = m (МеОН) /m(МеNO3) или
2. МЭ(Ме) + МЭ(ОН−) / МЭ (Ме) + МЭ(NO3−) = m (МеОН) /m(МеNO3)
3. подставляем числовые значения
4. МЭ(Ме) +17 / МЭ(Ме) + 62 = 1,60 / 3,85
5. МЭ(Ме) = 15 г/моль.

Пример 3. Приготовить 500 мл 0,1 н раствора серной кислоты из 2 н раствора H2SO4.

Решение. Известно, что вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:   nЭ1 = nЭ2., а nЭ = V· СN.

Отсюда, V1· СN1 =. V2· СN2. Исходя из чего, растворы с молярной концентрацией эквивалента вещества (нормальность) реагируют друг с другом в объемах, обратно пропорциональным их молярным концентрациям эквивалентов (нормальностям):

• V1 /V2 = СN2 / СN1 или V1 · СN1 = V2 · СN2.
• где, V1, V 2 — объемы растворов реагирующих веществ,
•    СN1, СN 2 — молярные концентрации эквивалентов (нормальности) этих растворов.
• Находим объем (V2) 2 н раствора серной кислоты, применив выражение
• V1 · СN1 = V2 · СN2.;
• V2 = V1 · СN1 / СN2., подставляем числовые значения
• V2 = 500 · 0,1 / 2 = 25 мл.
• Объем воды, необходимый для приготовления раствора вычисляем по разности
• V(H2O) = V1 – V2
• V(H2O) = 500 – 25 = 475 мл
• Лабораторная работа №1
• Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода
•   Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется при взаимодействии кислоты с металлом по уравнению: Me +2HCl→ MeCl2 + H2,
• Следовательно МЭ(Н)=М(Н)/(nē), где nē – число электронов, принятых 1 моль водорода.
• Из уравнения реакции видно, что 2Н+ +2е = Н2,  отсюда МЭ(Н)=1/1= 1 г/моль.
• Выполнение работы.

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO4). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором.

Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 минуты, пока газ примет комнатную температуру, и уровень жидкости в бюретке станет постоянным.

Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (VКОН – VНАЧ) вычислите объем выделившегося водорода (VН2).

Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

1. Запись данных опыта и расчеты:
2. B(валентность металла) = 2
3. m(масса металла), г =

VНАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл.=

VКОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =

V(Н2) = VКОН.–VНАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =

t (температура),ºС =

T(абсолютная температура) =273 + t0С, К =

Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н2О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=

Р(Н2)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н2О), мм.рт.ст.=

Числовое значение h Н2О берут из справочной таблицы.

R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К

   По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Клапейрона — Менделеева

PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

• m(H2)/m(Me) = MЭ(H2)/ MЭ(Me), откуда MЭ(Me) = m(Me)·MЭ(H2) / m(H2),
• II-й способ. Приведите объем V(H2) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H2), используя уравнение объединенного газового закона:
• PV/T = PОVО / TО;
•    Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу
• эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:
• VО(H2)/m(Me) = VЭ(H2)/ MЭ(Me), получим расчетную формулу:
• MЭ(Me)= m (Ме)·VЭ(H2) / VО(H2)

Зная, что АПРАКТ.(Ме) = МЭ(Ме)∙В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =АТЕОР — АПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ АПРАКТ.).

1. Сформулируйте и запишите вывод.
2. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
4.   Химическая кинетика– раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.
5.   Скорость химической реакцииопределяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.
6.    Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.
7.     Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс:при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.
8.      Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:
9. 2KClO3 = 2KCl + 3O2↑
10. υ1 = k1· С2(KClO3)
11.       Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:
12. 2NO + O2 ↔ 2NO2
13. υ1 = k1·[NO]2·[O2],
14. υ2 = k2·[NO2]2,
15.  Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.
16. При химическом равновесии υ1 = υ2 , откуда
17. KС = k1 / k2 = [NO2]2 / [NO]2 · [O2]
18. Где KС – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,
19. k1, k2 – константы скоростей прямой и обратной химических реакций
20. [NO2],[NO],[O2] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

  Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?

• Решение.                    С2Н4 +3О2  = 2СО2 + 2Н2О
• Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода
•   υ1= k1[C2H4]∙[O2]3 (закон действия масс)
• С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной
• υ1¢= k1 [C2 H4](3[O2])3 = 27k1[C2H4][O2]3=27υ1.
• Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

1. Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt2 =υt1×gt2-t1/10 Находим, что
2. υt2/υt1 = 270-20/10 = 25 = 32
3. Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.
4. Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах
5.  1.2HBr Û H2 +Br2 – 70,18 кДж;
6. 2.2NO + O2 Û 2NO2 +117 кДж
7. вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле — Шателье)

  Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).

Лабораторная работа № 2.

Определение молярной массы эквивалента металла (Mg, Al или Zn) методом вытеснения водорода

Цель работы:ознакомление с понятием
эквивалента вещества и методикой
расчета, связанной с законом эквивалентов.

2.1 Теоретическая часть

Эквивалент (Э) – это реальная или условная
частица вещества, которая может замещать,
присоединять или быть каким-либо другим
образом эквивалентна (равноценна) одному
иону водорода (Н+) в кислотно-основных
или ионно-обменных реакциях или одному
электрону (е–) в окислительно –
восстановительных реакциях. Так же, как
молекула, атом или ион, эквивалент
безразмерен. И так же, как в случае
молекул, атомов или ионов, состав
эквивалента выражают с помощью химических
знаков и формул.

Для того, чтобы определить состав
эквивалента вещества и правильно
записать его химическую формулу, надо
исходить из конкретной реакции, в которой
участвует данное вещество.

Рассмотрим несколько примеров определения
формулы эквивалента.

В реакции (б) один ион водорода эквивалентен
1/2 иона кальция, одному иону и одному иону.

Следовательно Э;
Э;
Э

png» width=»117″>.

Запишем уравнение этой реакции в
молекулярной форме:

Одному иону Н+эквивалентна 1/2
молекулы Са(ОН)2, следовательно,
Э.
В реакции

эквиваленты AlCl3иAlNO3 можно определить
косвенным путем, введя вспомогательные
реакции:

Одному иону водорода (Н+) эквивалентна
1/3 молекулыAlCl3и
молекулаAgNO3,
следовательно Э;
и Э.

В этой окислительно-восстановительной
реакции с одним ионом цинка взаимодействуют
два электрона. Поэтому эквивалент Э

В этом случае один ион реагирует с тремя электронами и,
следовательно, Э

В данной окислительно-восстановительной
реакции атом марганца в молекулеKMnO4принимает пять электронов и превращается
в марганец со ст. ок. +2

В молекуле FeSO4атом
железаотдает один электрон и превращается в
железо со ст. ок. +3

В обменных реакциях величина zравна суммарному заряду обменивающихся
ионов, т.е.z = число
ионов  заряд
иона. В реакции

В реакции (б) ;
в реакции (д).

Количество вещества измеряют в молях.
Один моль эквивалентов содержит столько
же эквивалентов, сколько атомов углерода
содержится в 0,012 кг углерода – 12, т.е.
6,02 ∙ 1023атомов. Количество вещества
эквивалентов определяется формулой.
Масса моля эквивалентов называется
молярной массой эквивалента Мэ.

Например, молярные массы эквивалентов
в рассматриваемых ранее реакциях равны:

Молярная масса эквивалентов вещества
определяется формулой:

• (для водорода – 1 г/моль; для кислорода
  – 8 г/моль).
• Состав эквивалента вещества зависит
  от реакции, поэтому молярная масса
  эквивалента одного и того же вещества
  может быть разной. Например, молярная
  масса эквивалента FeSO4в реакции
• FeSO4+ 2HCl=FeCl2+H2SO4

а в реакции

Э(FeSO4) =FeSO4;
МЭ(FeSO4) =
М(FeSO4) = 151,85 г/моль.

ПОИСК

    РАБОТА I. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА МЕТОДОМ ВЫТЕСНЕНИЯ ВОДОРОДА [c.33]

    Метод вытеснения водорода.

В данной работе производится определение химического эквивалента металла методом вытеснения водорода из кислоты или щелочи. При этом измеряют объем водорода и приводят его к нормальным условиям.

Пусть навеска металла т г вытеснила Уо мл водорода при нормальных условиях. Тогда эквивалент определится нз пропорции [c.57]

    Работа 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА МЕТОДОМ ВЫТЕСНЕНИЯ ВОДОРОДА ИЗ КИСЛОТ [c.4]

    Объемный метод определения эквивалента металла по водороду. Эквивалент элемента (Mg, 2п, А1 и др.) определяют на основании закона эквивалентов, узнав массу водорода, вытесненного определенным количеством металла. [c.44]

    Молярные массы эквивалентов простых веществ можно вычислить методами прямого определения, аналитическим, электрохимическим, а также методом вытеснения водорода. [c.33]

    Для получения 30—40 мл водорода следует брать 0,03—0,04 г магния и 0,1 г цинка или железа. Прибор для определения эквивалента металла методом вытеснения водорода из кислоты (рис. 31) состоит из колбы 1 (на 25—50 мл), бюретки 3 (на 100 мл) и уравнительного сосуда 4 (на 150—170 мл).

Колба 1 соединена с бюреткой 3 тройником. На боковой отросток тройника надета резиновая трубка с зажимом 2 для получения атмосферного давления в приборе при установке мениска. Нижний конец бюретки соединен с уравнительным сосудом резиновой трубкой длиной 40—50 см. [c.

31]

    Один из методов определения эквивалента металла основан на вытеснении им водорода из соединений. Определяют эквивалент металла [c.33]

    Метод вытеснения водорода. Этот метод применяется для определения эквивалента тех металлов, которые способны вытеснять водород из разбавленных кислот и щелочей. [c.87]

    Очень простой метод определения эквивалентов металлов основан на вытеснении последними водорода. Метод применим к тем Металлам, которые растворяются в кислотах и щелочах с выделением водорода. Определив вес прореагировавшего металла и объем (и вес) выделившегося водорода, из простого соотношения весов металла и водорода определяют эквивалент металла. [c.46]

    Метод вытеснения водорода. Этот метод применяется для определения эквивалента металлов, способных вытеснить водород из разбавленных кислот и щелочей. Эквивалент определяется из отношения веса данного элемента к весу вытесненного им водорода. [c.34]

    Опыт 1. Определение эквивалента металла по объему вытесненного водорода. Этим методом можно определять эквиваленты [c.48]

    Метод вытеснения водорода. В данной работе производится определение химического эквивалента цинка методом вытеснения водорода из кислоты. При этом измеряют объем водорода и приводят его к нормальным условиям. Пусть на- [c.58]

    Грамм-эквивалент металла в данной работе определяют методом вытеснения водорода из кислоты определенным количеством металла. [c.46]

    Методы определения эквивалентов элементов. 1. По количеству вытесненного им водорода. [c.26]

    Грамм-эквивалентом элемента называют количество граммов его, реагирующее (или замещающее) с 1,0080 г водорода или 8 г кислорода. Грамм-зквивалент металла определяют методом вытеснения водорода из кислоты определенным количеством металла. [c.37]

    Опыт 1. Прибор для определения эквивалента металла методом вытеснения водорода (см. рис. 37). Соляная кислота, 10%-ная. Металлы М , 2п, Сс1, А1, Сг, Мп. Измерительный цилиндр. Комнатный термометр. Барометр. [c.303]

    Для экспериментального определения молярных масс эквивалента химических элементов используют 1) прямой метод, основанный на данных по синтезу водородных или кислородных соединений элемента 2) косвенный метод, в котором вместо водорода и кислорода используют другие элементы с известным эквивалентом 3) метод вытеснения водорода из кислоты металлом взятой навески 4) аналитический метод, основанный на определении массовой доли элемента в одном из его соединений 5) электрохимический метод, использующий данные электролиза. Если для элемента известны значения степени окисления и А , то молярная масса эквивалента может быть вычислена из отношения первой величины ко второй. [c.15]

    Если элемент вытесняет водород из его соединений, то эквивалент такого элемента может быть определен по так называемому методу вытеснения. [c.52]

Определение молярной массы эквивалентов металла

Доверь свою работу кандидату наук!

(Мg, Аl или Zn) методом вытеснения водорода

Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется из кислоты при действии на нее металла.

Применяемый для этой цели прибор состоит из двух бюреток, укрепленных на штативе и соединенных резиновой трубкой. В эти сообщающиеся сосуды залита вода приблизительно до середины бюреток.

Одна из бюреток (измерительная) сверху закрыта пробкой с отводной трубкой, к которой присоединяют пробирку, где происходит реакция между кислотой и металлом.

Другая бюретка служит приемником для воды, вытесняемой выделяющимся при реакции водородом.

Объем выделившегося водорода определяют по разности уровней воды в измерительной бюретке до и после опыта, приведя воду в обеих бюретках к одному уровню. Тогда давление в измерительной бюретке равно атмосферному.

Получите навеску металла у лаборанта. Проверьте герметичность прибора. Для этого одну из бюреток переместите вместе с лапкой штатива так, чтобы уровень воды в ней стал на 10-15 см выше, чем в первой бюретке.

Если разница в уровнях не изменяется, прибор исправен (''держит''); если уровни в бюретках выравниваются, прибор негерметичен, пропускает воздух, о чем следует заявить лаборанту. В пробирку налейте соляной кислоты (на 1 четверть пробирки).

Поддерживая пробирку в наклонном положении, поместите навеску металла (не опуская в кислоту) на стенку у отверстия пробирки и закройте пробирку пробкой с отводной трубкой от бюретки.

Приведите воду в бюретках к одному уровню и отметьте уровень воды в закрытой бюретке. Отсчет производите по нижнему мениску жидкости с точностью до 0,1 мл.

Стряхните металл в кислоту (смойте его кислотой). Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды из бюретки.

По окончании реакции дайте пробирке охладиться на воздухе, после чего снова приведите воду в бюретках к одинаковому уровню и запишите новый уровень воды в той же бюретке, в которой отмечали исходный уровень. По разностей уровней воды до и после реакции рассчитайте объем выделившегося водорода.

Даже при комнатной температуре пар над поверхностью воды обладает заметным давлением. Поэтому для определения парциального давления водорода необходимо от общего (атмосферного) давления вычесть давление насыщенного пара h (см. табл. 2).

• РН2 = Ратм — h(8)
• Для приведения объема выделившегося водорода к нормальным условиям используют уравнение газового состояния (объединенный газовый закон):
• V0∙Р0 V1∙РН2
• ——— = ———(9)
• Т0 Т1

ЗдесьV0 — объем выделившегося водорода при н.у., мл;

Р0 — давление водорода при н.у., равное 760 мм рт. ст.;

Т0 — температура нормальных условий (н.у.) равная 273 К;

1. Т1 — температура опыта, К;
2. V1 — объем выделившегося водорода в эксперименте;
3. РН2 — парциальное давление водорода при условиях опыта.

Определив объем водорода при н.у., вычисляют массу 1 моль эквивалентов металла: из пропорции:

m г металла — вытесняют при н.у. V0 мл водорода;

МЭг/моль металла — 11200 мл водорода.

Сравнивая экспериментально найденную молярную массу эквивалентов металла с теоретическим значением молярной массы эквивалентов металла (Мg, Аl, Zn), определите, какой металл был взят для реакции. Запишите уравнение реакции взаимодействия этого металла с соляной кислотой. Запишите в журнал:

• — массу навески металла m г;
• — уровень воды в бюретке до реакции V' мл; и после реакции V'' мл;
• — температуру, t0С и ТК;

— атмосферное давление РАТМ мм рт. ст.;

— давление насыщенного водяного пара, h мм рт. ст.;

По полученным данным рассчитайте:

— объем выделившегося водорода V1 = V''-V', мл;

— парциальное давление водорода РН2 мм рт. ст.;

1. — объем водорода при нормальных условиях V0; мл;
2. — теоретическую молярную массу эквивалентов МЭ теор (Мg, Аl, Zn), г/моль;
3. — опытную молярную массу эквивалентов металла, МЭ (экспер.), г/моль;
4. — ошибки опыта:
5. а) абсолютную, δабс., г;
6. б) относительную, δотн, %.

Абсолютная ошибка опыта рассчитывается как абсолютная величина разности между экспериментально найденным и теоретическим значениями молярной массы эквивалентов металла. Относительная ошибка опыта рассчитывается как отношение абсолютной ошибки к теоретическому значению, выраженное в процентах.

Таблица 2 — Давление насыщенного водяного пара