Как сделать раствор серной кислоты

Обновлено: 03.07.2024

1) Молярная концентрация определяется количеством молей (грамм-молекул) вещества в 1 л раствора. Молярной концентрацией раствора (С_М) называют отношение количества растворенного вещества в молях (ν) к определенному объему этого раствора (V).

2) Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно основных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты (количество протонов, т.е. количество ионов водорода):

Э кислоты = Mr (кислоты)/количество водорода

Так, для азотной кислоты HNO₃ эквивалентная масса равна ее молярной массе. Для серной кислоты эквивалентная масса равна 98:2 = 49. Для трехосновной фосфорной кислоты эквивалентная масса равна 98:3 = 32,6. Таким способом вычисляется эквивалентная масса для реакций полного обмена или полной нейтрализации.

При реакциях неполной нейтрализации и неполного обмена эквивалентная масса вещества зависит от течения реакции. Например, в реакции:

1 моль фосфорной кислоты вступает в реакцию с 1 молем гидроксида натрия. Отсюда следует, что 1 моль гидроксида натрия эквивалентен в данной реакции 1 моль кислоты.

1 моль фосфорной кислоты вступает в реакцию с 2 молями гидроксида натрия. Отсюда следует, что 1 моль гидроксида натрия эквивалентен в данной реакции 1/2 моль кислоты.

1 моль фосфорной кислоты вступает в реакцию с 3 молями гидроксида натрия. Отсюда следует, что 1 моль гидроксида натрия эквивалентен в данной реакции 1/3 моль кислоты.

Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на число гидроксильных групп.

Э основания = Mr (основания)/количество ОН -

Например, эквивалентная масса гидроксида натрия NaOH равна его молярной массе, а эквивалентная масса гидроксида магния Mg(OH)₂ равна 58,32:2 =29,16 г. Так вычисляется эквивалентная масса только для реакции полной нейтрализации. Для реакции неполной нейтрализации эта величина также будет зависеть от течения реакции.

Эквивалентная масса соли равна молярной массе соли, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле соли

Эсоли = Mr (соли)/суммарный заряд катионов, участвующих в реакции (произведение валентности металла на число атомов металла)

Так эквивалентная масса сульфата натрия равна 142: (1х2) = 71 г., а эквивалентная масса сульфата алюминия Аl₂(SO₄)₃ равна 342: (3х2) = 57 г. Однако если соль участвует в реакции неполного обмена, то учитывается только число атомов металла, участвующих в реакции.

Практическая часть.

Алгоритм приготовления растворов молярной концентрации соли:

Необходимо приготовить 1 литр 0,25 М раствора карбоната натрия (Na₂CO₃):

1) Рассчитываем молярную массу соединения

2) См=m/Mr; m=Cм*Mr=0,25*106=26,5 г

3) Навеску карбоната натрия 26,5 г, взвешенную на весах, помещаем в мерную колбу вместимостью 1 литр (дм 3 ). Растворяем навеску, доводим до метки дистиллированной водой и перемешиваем.

Примечание: Если требуется меньший или больший объём раствора нормальной или молярной концентрации, пропорцией можно пересчитать навеску или объём.

Например, для приготовления 1 литра мы рассчитали навеску 26,5 г, а для 0,5 литров:

1 л ________26,5 г

0,5 л ______ Х г, Х=(0,5*26,5)/1=13,25 г

1 л _______26,5 г

2 л _______Х г, Х=(2*26,5)/1=53 г

Алгоритм приготовления растворов нормальной концентрации соли:

Необходимо приготовить 1 литр 0,25 Н раствора карбоната натрия (Na₂CO₃):

1) Рассчитываем эквивалентную массу соединения

2) Сн=m/Э; m=Cн*Э=0,25*53=13,25 г

3) Навеску карбоната натрия 13,25 г, взвешенную на весах, помещаем в мерную колбу вместимостью 1 литр (дм 3 ). Растворяем навеску, доводим до метки дистиллированной водой и перемешиваем.

Алгоритм приготовления растворов молярной концентрации основания:

Необходимо приготовить 1 литр 0,05 М раствора гидроксида кальция (Ca(OH)₂)

1) Рассчитываем молярную массу соединения

2) См=m/Mr; m=Cм*Mr=0,05*74=3,7 г

3) Навеску гидрооксида кальция 3,7 г, взвешенную на весах, помещаем в мерную колбу вместимостью 1 литр (дм 3 ). Растворяем навеску, доводим до метки дистиллированной водой и перемешиваем. Щелочи растворяются в воде с выделением тепла, перед доведением раствора до метки, нужно дождаться его охлаждения.

Алгоритм приготовления растворов нормальной концентрации основания:

Необходимо приготовить 1 литр 0,1 Н раствора гидроксида кальция (Ca(OH)₂)

1) Рассчитываем эквивалентную массу соединения

2) Сн=m/Э; m=Cн*Э=0,1*37= 3,7 г

Из расчетов видно, что навеска для приготовления 0,1 Н и 0,05 М раствора гидрооксида кальция одинакова. Можно сказать, что эти растворы готовятся одинаково.

Приготовление растворов кислот

Растворы кислот готовят, учитывая содержание основного вещества и его плотность, для пересчета массы в объём.

Алгоритм приготовления растворов молярной концентрации кислот:

Необходимо приготовить 1 литр 2 М раствора серной кислоты из концентрированной (H₂SO₄)

1) Рассчитываем молярную массу соединения

2) Измеряем плотность исходного раствора. Примем плотность 1,830 г/см 3 . При этой плотности содержание серной кислоты составляет 93,64 % (из справочника).

3) См=m/Mr; m=Cм*Mr=2*98=196 г

4) Расчет массы кислоты с учетом процентного содержания:

Так как кислота не 100 %, нужно пересчитать массу 93,64 % кислоты, которая будет содержать 196 г H₂SO₄

100 % * 196 г= 93,64 % * Х г,

Х = 100*196/93,64=209,31 г

5) Рассчитываем объём кислоты:

V=m/p=209,31/1,830=114,4 мл

6) Объём серной кислоты 114,4 мл, отмеренный цилиндром, наливают тонкой струйкой в термостойкий стакан, содержащий 300-400 мл дистиллированной воды. Реакция идет с выделением тепла поэтому раствор охлаждаем, переводим количественно в мерную колбу вместимостью 1 литр(дм 3 ). Доводим до метки дистиллированной водой и перемешиваем.

Примечание: Для приготовления меньшего или большего количества раствора, составив пропорцию можно пересчитать и объём:

1 л ______114,4 мл

0,25 л ______ Х мл, Х=(0,25*114,4)/1=28,6 мл

Алгоритм приготовления растворов нормальной концентрации кислот:

Необходимо приготовить 1 литр 2 Н раствора серной кислоты из концентрированной (H₂SO₄)

1) Рассчитываем эквивалентную массу соединения

2) Измеряем плотность раствора. Примем плотность 1,830 г/см 3 . При этой плотности содержание серной кислоты составляет 93,64 % (из справочника).

3) Сн=m/Э; m=Cн*Э=2*49=98 г

4) Расчет массы кислоты с учетом процентного содержания:

Так как кислота не 100 %, нужно пересчитать массу 93,64 % кислоты, которая будет содержать 98 г H₂SO₄

100 % * 98 г= 93,64 % * Х г,

Х = 100*98/93,64=104,66 г

5) Рассчитываем объём кислоты:

V=m/p=104,66/1,830=57,2 мл

6) Объём серной кислоты 57,2 мл, отмеренный цилиндром, наливают тонкой струйкой в термостойкий стакан, содержащий 300-400 мл дистиллированной воды. Реакция идет с выделением тепла, поэтому раствор охлаждаем, переводим количественно в мерную колбу вместимостью 1 литр (дм 3 ). Доводим до метки дистиллированной водой и перемешиваем.

При работе с серной кислотой следует быть осторожным, так как попадая на открытые участки кожи она вызывает химические ожоги, а при попытке смыть ее, кислота, реагируя с водой обжигает еще больше. Поэтому следует одевать защитные очки и использовать печатки, рукава халата должны быть заправлены в перчатки.

Как и в предыдущих случаях, определяют ареометром удельный вес кислоты, затем находят по удельному весу процентное содержание. Предположим, удельный вес равен 1,84 и процент содержания 95,6.

Грамм-молекулярйый вес серной кислоты равен 98 а.

Находят весовое количество серной кислоты, необходимое для приготовления 500 мл 1 М раствора:

для 1000 мл 1 М HaS04 необходимо 98 г, а

8. Приготовление нормальных растворов кислот Приготовление 1 л 0,1 н. раствора серной кислоты

Как и в предыдущих случаях, определяют ареометром удельный вес кислоты, затем находят, пользуясь таблицей, по удельному весу процентное содержание.

Предположим, что удельный вес равен 1,84 и процент содержания кислоты — 95,6.

МЕТОДЫ ПРИГОТОВЛЕНИЯ ТИТРОВАННЫХ РАСТВОРОВ ДЛЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИТРОВАНИЯ

Reagents. Methods of preparation of standard volumetric solutions for acid-base titration

Дата введения 1984-07-01

1. РАЗРАБОТАН И ВНЕСЕН Министерством химической промышленности СССР

2. УТВЕРЖДЕН И ВВЕДЕН В ДЕЙСТВИЕ Постановлением Государственного комитета СССР по стандартам от 23.05.83 N 2302

3. Стандарт соответствует СТ СЭВ 3674-82

4. ВВЕДЕН ВПЕРВЫЕ

5. ССЫЛОЧНЫЕ НОРМАТИВНО-ТЕХНИЧЕСКИЕ ДОКУМЕНТЫ

Обозначение НТД, на который дана ссылка

Номер пункта, приложения

1.4, 2.1.1, 2.2.1, приложение 2

2.1.1, 2.2.1, приложение 2

6. Ограничение срока действия снято по протоколу N 7-95 Межгосударственного совета по стандартизации, метрологии и сертификации (ИУС 11-95)

7. ИЗДАНИЕ (май 2008 г.) с Изменением N 1, утвержденным в декабре 1990 г. (ИУС 3-91)

Настоящий стандарт распространяется на реактивы и устанавливает методы приготовления следующих титрованных растворов для кислотно-основного титрования и проверки их молярных концентраций:

кислота серная, растворы молярных концентраций:

кислота соляная, растворы молярных концентраций:

натрия гидроокись, растворы молярных концентраций:

1. ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ

1.1. Титрованные растворы предназначены для титриметрических определений и содержат в определенном объеме точно известные количества активного вещества.

За основу расчетов при приготовлении и проверке титрованных растворов взято понятие "молярная масса эквивалента". Числовое значение молярной массы эквивалента равно числовому значению ранее применявшегося грамм-эквивалента.

1.2. При приготовлении титрованных растворов должны соблюдаться требования ГОСТ 27025.

При взвешивании применяют лабораторные весы общего назначения типов ВЛР-200 г и ВЛКТ-500 г-М или ВЛЭ-200 г.

Допускается применять другие средства измерения с метрологическими характеристиками и оборудование с техническими характеристиками не хуже, а также реактивы по качеству не ниже указанных.

(Измененная редакция, Изм. N 1).

1.3. Растворы индикаторов готовят по ГОСТ 4919.1. Вспомогательные реактивы и растворы - по ГОСТ 4517.

1.4. Для приготовления растворов гидроокисей используют дистиллированную воду, не содержащую углекислоты, приготовленную по ГОСТ 4517. Для приготовления других растворов и при титровании используют дистиллированную воду по ГОСТ 6709.

1.5. Для приготовления титрованных растворов используют твердые вещества, взвешивая их (результат взвешивания в граммах записывают с точностью до второго десятичного знака), и концентрированные растворы веществ, отмеряя их пипеткой (ГОСТ 29227) или бюреткой (ГОСТ 29251) с ценой деления 0,1 см. Допускается готовить титрованные растворы, используя стандарт-титры (фиксаналы) в ампулах.

При приготовлении больших объемов титрованных растворов твердые вещества взвешивают на весах ВЛКТ-1000 и концентрированные растворы отмеряют цилиндром.

1.4; 1.5. (Измененная редакция, Изм. N 1).

1.6. Приготовленные титрованные растворы тщательно перемешивают.

1.7. Определение точной молярной концентрации вещества в растворе

1.7.1. Точную молярную концентрацию , моль/дм, с коэффициентом поправки вычисляют по формуле

где - заданная молярная концентрация вещества в растворе, моль/дм;

1.7.2. Точную молярную концентрацию , моль/дм, без коэффициента поправки вычисляют по формуле

где - масса навески установочного вещества, г;

- молярная масса эквивалента установочного вещества, г/моль;

- объем анализируемого раствора, израсходованный на титрование, см.

Точная молярная концентрация вещества в растворе выражается четырьмя значащими цифрами после запятой.

1.8. Определение коэффициента поправки

Коэффициент поправки () определяют по установочным веществам или их растворам.

1.8.1. При применении установочного вещества коэффициент поправки вычисляют по формуле

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃):

температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500 о С. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅.
давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении.

Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ ↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Читайте также: