close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Методичка Лабы Химия

код для вставкиСкачать
Министерство образования Российской Федерации
Московский государственный институт электронной техники
(технический университет)
В.И. Гребенькова, Н.Г. Осипенкова, Голубская И.Э., Козлова Е.Е.
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНОМУ
ПРАКТИКУМУ
по курсу «Химия»
Под редакцией к.т.н., профессора В.И.Гребеньковой
Утверждено редакционно-издательским советом института
в качестве методических указаний
Москва 2007
1
УДК 621.382.002
Методическое пособие включает указания к проведению лабораторных работ по всем основным
разделам химии в рамках программы курса: кинетика химических процессов, приготовление
растворов различных концентраций, свойства растворов электролитов, свойства соединений
различных классов, процессы комплексообразования, окислительно-восстановительные и
электрохимические процессы. Использован принцип преемственности - работы расположены в такой
последовательности, что каждая следующая работа требует использования теоретических знаний из
предыдущих разделов. Особенностью пособия является то, что описанию каждого опыта
предшествует теоретическое введение, содержащее необходимые для понимания сути опыта
сведения, обоснование методики проведения и объяснение ожидаемых результатов, что позволит
студентам самостоятельно подготовиться к выполнению работы. Наряду с этим по ходу опыта
поставлены вопросы по полученным результатам наблюдений и выводам, следующим на основе
результатов эксперимента. В работы наряду с классическими опытами, иллюстрирующими известные
закономерности, включены экспериментальные задания, выполнение которых требует творческого
осмысления ранее проведенных опытов.
К каждому опыту предложены вопросы, ответы на которые предусматривают осмысленный
подход к обсуждению полученных в опыте результатов. В каждом разделе даны вопросы для
контроля знаний по теме.
Предназначен для студентов всех технических факультетов МИЭТ.
ã
МИЭТ, 2007
2
РАБОТА № 1
СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ РАЗЛИЧНЫХ
КЛАССОВ
Важнейшими классами неорганических соединений являются бинарные
соединения (в том числе оксиды и соли бескислородных кислот), гидроксиды,
соли.
Оксидами
называются сложные вещества, молекулы которых состоят из
атомов двух элементов, один из которых кислород. По способности
взаимодействовать с другими веществами оксиды делятся на солеобразующие
и несолеобразующие.
Несолеобразующие (индифферентные, или безразличные) оксиды не
взаимодействуют с другими веществами с образованием солей. К ним
относятся оксиды азота (
I
) N
2
O
и (
II
) NO
, углерода (
II
) CO
и кремния (
II
) SiO
.
Солеобразующие оксиды взаимодействуют с другими соединениями,
образуя соли. В зависимости от химических свойств они подразделяются на
основные, кислотные и амфотерные.
Гидроксиды
так же, как и оксиды, классифицируются на кислотные (или
кислоты), основные (или основания) и амфотерные. Любой гидроксид можно
выразить общей формулой Э(
OH
)
x
, где Э - символ элемента, x
– валентность
элемента и количество гидроксо-групп.
Диссоциация гидроксидов в водном растворе может проходить по-
разному. По типу основания:
Э(
OH
)
x
Э
x
+
+
x
ОН
–
По типу кислоты:
H
x
ЭO
x
xH
+
+
Э
O
x
x
-
Амфотерные гидроксиды диссоциируют двояко:
3
xH
+
+ Э
O
x
x
-
H
x
ЭO
x
или Э(
OH
)
x
Э
x
+
+ x
(OH)
-
Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, с
образованием двух и более кислотных остатков. Например:
Н
3
РО
4
=
Н
+
+
H
2
PO
4
-
(первая ступень);
H
2
PO
4
-
=
Н
+
+
HPO
4
2-
(вторая ступень);
HPO
4
2-
= Н
+
+
РО
4
3–
(третья ступень).
Многоосновные кислоты диссоциируют главным образом по первой
ступени, в меньшей степени – по второй и лишь в незначительной степени –
по третьей. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот объясняет
существование кислых солей, например NaHSO
3
, KHS
, NaH
2
PO
4
, Na
2
HPO
4
.
Электролитическая диссоциация многокислотных оснований протекает по
ступеням, с образованием двух или более основных остатков. Например:
Mg
(
OH
)
2
=
MgOH
+
+
OH
–
(первая ступень);
MgOH
+
=
Mg
2+
+
ОН
–
(вторая ступень).
Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований объясняет
существование основных солей, например MgOHCl
, AlOHSO
4
.
Соли делятся на следующие основные типы:
простые, включающие в себя средние, кислые и основные,
двойные и смешанные, комплексные.
Средние соли
– продукты полного замещения ионов водорода в молекулах
кислот ионами металла, например: Na
2
SO
4 , CuCl
2 , AgNO
3 .
Кислые соли (гидросоли)
– продукты неполного замещения ионов водорода в
молекулах кислот ионами металла, например: NaH
2
PO
4
, Са(НСО
3
)
2
,
Са(Н
2
Р
O
4
)
2
. Основные соли (гидроксо-соли)
– продукты неполного замещения
гидроксильных групп в многокислотном основании на кислотные остатки,
например: MgOHCl
, FeOHS
О
4
, (С
u
ОН)
2
СО
3
. В таблице приведены названия кислотных остатков некоторых кислот.
4
Названия кислотных остатков различных кислот
Анион
Название
Анион
Название
F
–
Фторид
-
3
4
PO
Фосфат
С
l
–
Хлорид
-
2
4
HPO
Гидрофосфат
Вr
–
Бромид
-
4
2
PO
H
Дигидрофосфат
I
–
Иодид
-
ClO
Гипохлорит
S
2–
Сульфид
-
2
ClO
Хлорит
HS
–
Гидросульфид
-
3
ClO
Хлорат
-
2
NO
Нитрит
-
4
ClO
Перхлорат
-
3
NO
Нитрат
-
2
4
CrO
Хромат
СНзСОО
–
Ацетат
-
2
7
2
O
Cr
Дихромат
-
2
4
MnO
Манганат
-
3
3
AsO
Арсенит
-
4
MnO
Перманганат
-
3
4
AsO
Арсенат
-
2
3
SO
Сульфит
-
3
3
BO
Борат
-
3
HSO
Гидросульфит
-
3
BiO
Висмутат
-
2
3
CO
Карбонат
-
2
4
SO
Сульфат
-
3
HCO
Гидрокарбонат
-
4
HSO
Гидросульфат
Названия кислых солей образуются от названия аниона кислотного
остатка с приставкой «гидро-» (количество атомов водорода в анионе
указывается греческим числительным) и названия металла в родительном
падеже с указанием его степени окисления. Например:
Na
2
HPO
4
– гидрофосфат натрия;
NaH
2
PO
4
– дигидрофосфат натрия;
F
е(Н
SO
4
)
3
– гидросульфат железа
(III).
Названия основных солей образуются от названий соответствующих
аниона и катиона с добавлением приставки "гидроксо-" (количество гидроксо-
групп в катионе указывается греческим числительным) и указанием степени
окисления металла, например:
5
CrOHCl
2
– хлорид гидроксохрома
(III);
С
r
(ОН)
2
С
l
– хлорид дигидроксохрома
(III).
Опыт 1. Изучение окраски индикаторов в различных средах
Индикаторы – вещества, имеющие специфическую окраску в разных средах.
Рис.1 Штативы для пробирок с реактивами
а) прямоугольный; б) круглый
Выполнение опыта.
В три пробирки (рабочие пробирки и пробирки с
реактивами находятся в штативах – рис.1) поместить по 5-7 капель
дистиллированной воды и прибавить в каждую по 2-3 капли индикаторов: в
первую – лакмуса, во вторую – метилового оранжевого, в третью –
фенолфталеина. Отметить их окраску в вводной (нейтральной) среде. В
каждую пробирку прибавить по 5-7 капель 2н раствора серной кислоты.
Отметить окраску растворов во всех пробирках. Повторить опыт, добавив в
6
растворы индикаторов вместо раствора кислоты 2н раствор щелочи.
Результаты наблюдений внести в таблицу:
Среда
Окраска индикатора
Лакмус
Метиловый оранжевый
Фенолфталеин
Нейтральная
Кислая
Шелочная
Опыт 2. Оксиды и гидроксиды активных металлов
При растворении оксидов типичных металлов (натрия, калия, магния, кальция
и т.п.) в воде получаются растворы, в которых фенолфталеин приобретает
малиновую, а лакмус - синюю окраску. Это свидетельствует о том, что
растворы имеют щелочную реакцию среды, то есть оксиды типичных
металлов (щелочных и щелочноземельных) обладают основными свойствами.
Соответствующие молекулярное и ионное уравнения реакции, например, для
оксида натрия:
Na
2
O + H
2
O = 2NaOH
Na
2
O + H
2
O = 2Na
+
+ OH
−
Выполнение опыта.
В пробирку поместить небольшое количество оксида
магния и добавить туда же 5-6 капель воды, размешать содержимое пробирки,
добавить 1-2 капли раствора фенолфталеина. Отметить изменение окраски
раствора и реакцию среды. Написать уравнение соответствующей реакции.
Отметить характер оксида магния.
Опыт 3. Оксиды и гидроксиды неметаллов
При растворении оксидов неметаллов (бора, фосфора, углерода, серы и т.п.) в
воде получаются растворы, в которых лакмус приобретает красную окраску.
Это свидетельствует о том, что растворы имеют кислую реакцию среды, то
7
есть оксиды неметаллов обладают кислотными свойствами. Соответствующие
молекулярное и ионное уравнения реакции, например, для оксида азота (
V
):
N
2
O
5
+ H
2
O = 2HNO
3
N
2
O
5
+ H
2
O = 2H
+ + 2NO
3
−
Исключение составляют оксиды СО, SiO
, N
2
O
, NO
, относящиеся к несолеобразующим
или безразличным оксидам.
Выполнение опыта
.
В пробирку поместить немного оксида бора и добавить
5-6 капель воды, перемешать содержимое пробирки, добавить несколько
капель нейтрального лакмуса. Отметить изменение окраски лакмуса и
реакцию среды. Написать уравнение соответствующей реакции. Отметить
характер оксида бора.
ОПЫТ 3. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОКСИДОВ И ГИДРОКСИДОВ
МЕТАЛЛОВ
Оксиды металлов в зависимости от природы металлов и их степени
окисления могут обладать и основными (в степенях окисления +1,+2), и
амфотерными (в степенях окисления +2,+3,+4), и кислотными (в степенях
окисления выше +4) свойствами. Основными оксидами являются, например,
Na
2
O
, MgO
, CaO
, FeO
, CdO
, MnO
, NiO
, CrO
и др; амфотерными - Al
2
O
3
, ZnO
,
SnO
, MnO
2
, Cr
2
O
3
; кислотными - MnO
3
, Mn
2
O
7
, CrO
3
, V
2
O
5
, WO
3
. У некоторых
из них могут преобладать те или иные свойства. Например, оксид железа(
III
)
обладает амфотерным характером с преобладанием основных свойств. Это
проявляется на реакциях взаимодействия его с кислотами и щелочами – в
разбавленных кислотах он растворяется легко, а со щелочами
взаимодействует только в расплавах с образованием ферритов. Опыт 3а). Изучение свойств оксида меди.
Выполнение опыта. В две пробирки внести по ~
0,01г (на кончике
микрошпателя) порошка оксида меди и добавить по 5-6 капель в одну 2н
8
раствора соляной кислоты, во вторую – концентрированного раствора щелочи.
Содержимое пробирок слегка нагреть на пламени спиртовки. Отметить
растворение осадка и изменение окраски раствора. Написать соответствующие
уравнения реакции в молекулярной и ионной форме. Сделать вывод о
характере оксида меди.
Опыт 3б. Получение и разложение гидроксида меди
Оcновные и амфотерные оксиды металлов, как правило, нерастворимы в
воде и соответствующие им гидроксиды получаются при взаимодействии
солей металлов со щелочами. Например:
ZnSO
4 + 2
NaOH
= Zn
(
OH
)
2
↓ + Na
2
SO
4 Zn
2+
+ 2
OH
− = Zn
(
OH
)
2
↓
В отличие от гидроксидов щелочных металлов они неустойчивы и
разлагаются при нагревании с образованием соответствующего оксида и
воды.
Выполнение опыта
.
В пробирку поместить 3-4 капли раствора сульфата меди
и добавить столько же 2н раствора гидроксида натрия до образования осадка
гидроксида меди (
II
). Разделить содержимое пробирки на две части. Одну
часть сохранить для опыта 8, другую осторожно нагреть на пламени
спиртовки. Отметить изменение цвета осадка при нагревании. Написать
уравнения реакций образования и разложения гидроксида меди.
ОПЫТ 4. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГИДРОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ
Гидроксиды металлов в зависимости от природы металла и степени окисления
обладают основными, амфотерными или кислотными свойствами.
Гидроксиды щелочных и других одновалентных металлов (серебра, таллия), а
также двухвалентного бария являются сильными основаниями (щелочами).
Гидроксиды кальция, магния, стронция – малорастворимые основания,
гидроксиды некоторых двухвалентных d
- металлов (железа, кобальта, никеля,
9
хрома и др.) – слабые нерастворимые в воде основания. Гидроксиды р –
металлов в большинстве своем относятся к амфотерным гидроксидам. К
амфотерным также относятся гидроксиды d
- металлов в степенях окисления
3,4 и иногда 2. Например, Zn
(
OH
)
2
, Fe
(
OH
)
3 ,
Cr
(
OH
)
3 ,
Mn
(
OH
)
3 , Ti
(
OH
)
4 и др.
Гидроксиды металлов в степенях окисления выше 4-х, как правило, относятся
к кислотным. Например, HVO
3
, H
2
CrO
4
, H
2
WO
4
, H
2
MnO
4
, HMnO
4
и др.
Главным отличием гидроксидов различных типов является их растворимость
в кислотах и щелочах. Основные гидроксиды растворяются только в кислотах,
амфотерные растворяются как в кислотах, так и в щелочах:
Zn
(
OH
)
2 + 2
NaOH
= Na
2
ZnO
2 + 2
H
2
O
; Zn
(
OH
)
2 + 2
OH
− = ZnO
2 2− + 2
H
2
O
Zn(OH)
2 + H
2
SO
4 = ZnSO
4 + 2H
2
O; Zn(OH)
2 + 2H
+ = Zn
2+
+ 2H
2
O
Выполнение опыта.
В три пробирки поместить по 5 капель растворов
следующих солей: хлорида цинка, сульфата хрома (
III
) и сульфата никеля. В
каждую из них добавить по 1-2 капли 2н раствора NaOH
. Отметить выпадение
осадков и их цвет. Установить, какие из полученных гидроксидов обладают
амфотерными свойствами. Для этого содержимое каждой из 3 пробирок
разделить на две части, к одной из которых добавить избыток раствора
щелочи, а к другой – кислоты. Отметить, в каких пробирках произошло
растворение осадков. Указать свойства полученных гидроксидов. Результаты
наблюдений внести в таблицу.
Катион
соли
Окраска
Формула
гидроксида
Окраска
Растворимость (растворим,
не растворим) гидроксида
Тип
гидроксида
в кислоте
в щелочи
Zn
2+
Cr
3+
Ni
2+
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций: а) взаимодействия солей со щелочью с образованием гидроксидов, 10
б) взаимодействия полученных гидроксидов с растворами щелочи и кислоты.
ОПЫТ 5. ИЗУЧЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ АКТИВНОСТИ
КИСЛОТ
В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные (α>0,3),
средней силы (0,03<α<0,3) и слабые (α<0,03). Они по разному окрашивают
индикаторы (в растворах сильных кислот окраска индикатора более
интенсивная), с различной скоростью реагируют с веществами, что можно
определить по скорости выделения газообразных веществ.
В таблице приведены примеры сильных, средней силы и слабых кислот
Кислоты
сильные
средней силы
слабые
HCl
H
3
PO
4
HCN
HBr
H
2
SO
3
HNO
2
HI
HF
H
2
CO
3
HNO
3
H
2
S
H
2
SO
4
CH
3
COOH
HMnO
4
HClO
HClO
4
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 5 капель 1н растворов
серной и уксусной кислот, добавить по 1-2 капли метилоранжа. Сравнить
окраску индикатора в обеих пробирках. Поместить в обе пробирки по кусочку магния. Отметить происходящие
процессы и интенсивность их протекания. Сделать вывод об относительной
силе кислот. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Опыт повторить, заменив магний на мрамор (карбонат кальция).
ОПЫТ 6. ПОЛУЧЕНИЕ МАЛОРАСТВОРИМЫХ КИСЛОТ И
ОСНОВАНИЙ Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 0,5 мл 0.1н растворов
силиката натрия и хлорида железа(III). Затем в первую пробирку добавить
0,5мл 2н раствора соляной кислоты, а во вторую – столько же 2н раствора
11
гидроксида натрия. Отметить выпадение осадков в обоих случаях. Написать
уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде. ОПЫТ 7. ПОЛУЧЕНИЕ СЛАБОДИССОЦИИРУЮЩИХ
ОСНОВАНИЙ И КИСЛОТ
В таблице приведены примеры сильных и слабых оснований.
Примеры сильных и слабых оснований
Основания
сильные
слабые
Гидроксиды
щелочных металлов
NH
4
OH и нерастворимые
KOH
, NaOH
, LiOH
, Ва(ОН)
2 и др.
в воде основания: Cd
(
OH
)
2
,
Zn(OH)
2
,
Al(OH)
3
и др
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 5 капель 0.1н
растворов карбоната натрия и хлорида аммония. Затем в первую пробирку
добавить 2-3 капли 2н раствора соляной кислоты, а во вторую – столько же
раствора гидроксида натрия. Отметить выделение газов в обоих случаях. По
запаху определить какой газ выделяется во второй пробирке. Написать
уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
ОПЫТ 8. РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Реакциями нейтрализации называются реакции взаимодействия
оснований с кислотами, сопровождающиеся образованием соли и воды.
Выполнение опыта.
В пробирку с полученным в опыте 3б гидроксидом
меди добавить 5-6 капель 2н раствора соляной кислоты. Наблюдать
растворение осадка и изменение цвета раствора. Написать уравнение реакции в
молекулярном и ионном виде.
ОПЫТ 9. СВОЙСТВА СОЛЕЙ
Соли взаимодействуют со следующими соединениями и простыми
веществами:
12
1) с кислотами – с образованием новой кислоты и новой соли:
AgNO
3
+
HCl
=
AgCl
¯
+
HNO
3
; Ag
+
+
С
l
–
=
AgCl
¯
2) со щелочами – с образованием нового основания и новой соли:
CuSO
4
+
2NaOH
=
Cu(OH)
2
¯
+
Na
2
SO
4
; Cu
2+
+2OH
–
=
Cu(OH)
2
¯
3) друг с другом – с образованием новых солей:
CaCl
2
+
Na
2
CO
3
=
СаСО
3
↓
+
2NaCl; Ca
2+
+
-
2
3
CO
=
СаСО
3
↓
4) с металлами – более активные металлы вытесняют менее активные из
растворов их солей:
Zn
+
Hg(NO
3
)
2
=
Zn(NO
3
)
2
+
Hg; Zn + Hg
2+
=
Zn
2+
+
Hg
Реакции 2
–
4 являются реакциями обмена. Они идут до конца только в
том случае, если продуктом реакции является мало диссоциирующее, трудно
растворимое или газообразное (летучее) вещество.
5) многие соли взаимодействуют с водой, образуя кристаллогидраты,
т.е. соединения с определенным количеством молекул воды, например:
CuSO
4
·5Н
2
O, FeSO
4
·7Н
2
О, CaSO
4
·2Н
2
О, Na
2
СО
3
·10Н
2
О.
Опыт 9а) Взаимодействие солей с кислотами
Выполнение опыта
. В три пробирки поместить по 5 капель растворов: в
первую – карбоната натрия, во вторую – хлорида бария, в третью – хлорида
меди. Добавить во все пробирки по 2-3 капли 2н раствора серной кислоты.
Отметить признаки реакций, написать уравнения реакций в молекулярном и
ионном виде.
Опыт 9б) Взаимодействие солей со щелочами
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 3-4 капли раствора сульфата
никеля, добавить к нему столько же раствора гидроксида натрия. Отметить
образование осадка, написать уравнение реакции.
Опыт 9в) Взаимодействие двух различных солей
13
Выполнение опыта.
В три пробирки поместить по 2-3 капли растворов
солей: в первую – нитрата свинца, во вторую – сульфата марганца, в третью –
сульфата кобальта. В каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора
сульфида аммония. Отметить цвета образовавшихся осадков. Написать
уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 9г) Взаимодействие солей с металлами
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 5-6 капель раствора сульфата
меди и опустить в нее железный гвоздь. Через некоторое время наблюдать
покраснение железного гвоздя и изменение цвета раствора. Написать
соответствующее уравнение реакции.
ОПЫТ 10. ПОЛУЧЕНИЕ СОЛЕЙ
Соли могут быть получены при взаимодействии:
1) кислоты с основанием (реакция нейтрализации):
КОН
+
НNО
3
=
КNО
3
+
Н
2
О; ОН
–
+
H
+
=
Н
2
О
2) основного оксида и кислоты:
CuO
+
H
2
SO
4
=
CuSO
4
+
Н
2
О; СuО
+
2H
+
=
Сu
2+
+
Н
2
О
3) кислотного оксида и основания:
SO
2
+
2NaOH
=
Na
2
SO
3
+
Н
2
О; SO
2
+
2ОН
–
=
-
2
3
SO
+
Н
2
О
4) кислотного оксида с основным: SiO
2
+
CaO
=
СаSiO
3
5) соли и кислоты:
CaCl
2
+
H
2
SO
4
=
CaSO
4
↓
+
2НС
l
; Са
2+
+
-
2
4
SO
=
CaSO
4
↓
6) соли и основания:
FеСl
3
+
3NaOH
=
Fe(ОН)
3
↓
+
3NaCl; Fe
3+
+
3ОН
–
=
Fе(ОН)
3
↓
7) двух
солей
:
14
Na
2
SO
4
+
BaCl
2
=
BaSO
4
↓
+
2NaCl; -
2
4
SO
+
Ва
2+
=
BaSO
4
↓
8) кислоты
и
металла
:
H
2
SO
4
+
Fe
=
FeSO
4
+
H
2
↑; 2H
+
+
Fe
=
Fe
2+
+
H
2
↑
9) соли
и
металла
:
Р
b(NO
3
)
2
+
Zn
=
Zn(NO
3
)
2
+
Pb; Pb
2+
+Zn
=
Zn
2+
+
Pb
10) металла с неметаллом: Fe
+
S
=
FeS
Во всех случаях реакции протекают только при условии, если продуктами
реакции являются или трудно растворимое, или легко летучее вещество, или
слабый электролит.
Опыт 10а). Получение солей методом нейтрализации и их
взаимодействия
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 5 капель 0.1н растворов
серной кислоты и по 2-3 капли метилоранжа. Наблюдать изменение окраски
индикатора до красной. В первую пробирку добавить по каплям раствор
гидроксида натрия до перехода окраски в оранжевую. Затем в обе пробирки
добавить по 2-3 капли раствора нитрата свинца до выпадения осадков
сульфата свинца PbSO
4
. Написать уравнения соответствующих реакций в
молекулярном и ионном виде. Назвать полученные соединения.
Опыт 10б). Получение малорастворимых солей
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 3-4 капли раствора карбоната
натрия, добавить столько же раствора соли бария. Отметить образование
осадка. Написать уравнение в молекулярной и ионной форме.
ОПЫТ 11. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ХЛОРИД-,
СУЛЬФАТ- И ФОСФАТ-ИОНЫ
Выполнение опыта.
В три пробирки поместить по 5 капель 0.1н растворов
хлорида, фосфата и сульфата натрия. В первую и вторую пробирки добавить
15
по каплям раствор нитрата серебра, в третью – хлорида бария до выпадения
осадков. Отметить цвета осадков. Результаты наблюдений внести в таблицу:
Исходные
вещества
Окраска
Реагенты
Продукты реакции Окраска
NaCl
AgNO
3
Na
3
PO
4
AgNO
3
Na
2
SO
4
BaCl
2
Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном
виде. Назвать полученные соединения.
ОПЫТ 12. ИССЛЕДОВАНИЕ ОКРАСКИ НЕКОТОРЫХ
КАТИОНОВ И АНИОНОВ
Выполнение опыта.
Найти в штативах пробирки с растворами солей
никеля, кобальта, меди, марганца (II), железа (III), хрома (III), хромата калия
K
2
CrO
4
, бихромата калия K
2
Cr
2
O
7
, перманганата калия KMnO
4
. Записать
формулы солей и соответствующую им окраску.
ОПЫТ 13. КАЧЕСТВЕННОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАТИОНОВ Zn
2+
, Cd
2+
, Fe
3+
, Pb
2+
, Hg
2+
, Cr
3+
, Cu
2+
Выполнение опыта.
В c
емь пробирок поместить по 5 капель 0.1н растворов
растворимых солей цинка, кадмия, железа (
III
), свинца, ртути, хрома(
III
),
меди. Отметить окраску исходных растворов. В первую и вторую пробирки
добавить по каплям раствор сульфида натрия до выпадения осадков, в третью
– роданида калия, в четвертую и пятую раствор иодида калия до выпадения
осадков, в шестую и седьмую – избыток раствора щелочи. Отметить цвета
осадков и изменение цвета растворов. Написать уравнения соответствующих
реакций в молекулярном и ионном виде. Назвать полученные соединения.
Результаты опыта внести в таблицу:
Ион
Окраска
Реагент
Признаки реакции
Уравнения реакций
окраска
16
соли
осадка
раствора
Z
n
2+
Na
2
S
C
d
2+
Na
2
S
Fe
3
+
KCNS
P
b
2+
KI
H
g
2
+
KI
C
r
3+
NaOH
C
u
2+
NaOH
Контрольные задания
Задание 1.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
цинка и кадмия. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи,
определить, в какой из пробирок находится соль цинка. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 2.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хрома и цинка. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи,
определить, в какой из пробирок находится соль цинка. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 3.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хрома и кадмия. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи,
определить, в какой из пробирок находится соль хрома. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 4.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хрома и железа. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи,
определить, в какой из пробирок находится соль железа. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 5.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
меди и свинца. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи,
определить, в какой из пробирок находится соль меди. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 6.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
ртути и цинка. Имея в своем распоряжении только раствор иодида калия,
17
определить, в какой из пробирок находится соль ртути. Написать
соответствующие уравнения реакций.
Задание 7.
Получить у преподавателя три пробирки с растворами солей
кадмия, железа и цинка. Определить, в какой из пробирок находится соль
цинка. Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 8.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хрома и ртути. Имея в своем распоряжении только раствор щелочи определить,
в какой из пробирок находится соль хрома. Написать соответствующие
уравнения реакций.
Задание 9.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
кадмия и свинца. Определить, в какой из пробирок находится соль кадмия.
Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 10.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами
хлорида и сульфата натрия. Определить, в какой из пробирок находится
сульфат натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 11.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами
сульфата и фосфата натрия. Определить, в какой из пробирок находится
фосфат натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1. Назовите основные классы неорганических веществ.
2. Как классифицируются оксиды? Дайте характеристику оксидов
неметаллов и металлов в различных степенях окисления.
3. Напишите уравнения следующих реакций:
а) SiO
2
+
CaO
г) ZnO
+
SiO
2
б)
Al
2
O
3
+
P
2
O
5
д) ZnO
+
NaOH
в) Al
2
O
3
+
KOH
е) CaO
+
CO
2
→
18
4. Напишите формулы и наз
вания кислот, соответствующих следующим
оксидам:
SO
2
, CO
2
, SiO
2
, B
2
O
3
, P
2
O
3
, N
2
O
5
, P
2
O
5
, SO
3
, Cl
2
O
7
, NO
2
, Mn
2
O
7
, GeO
2
.
5. Напишите уравнения диссоциации следующих оснований:
NaOH, Ca(OH)
2
, Ba(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Ni(OH)
2
.
Назовите основания и соответствующие им основные остатки.
6. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность
следующих оксидов и гидроксидов:
1) Zn(OH)
2
, 2) Al
2
O
3
, 3) GeO, 4) Sn(OH)
4
, 5) GeO
2
.
7. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения следующих
реакций:
®
+
®
+
®
+
®
+
избыток
4
2
3
избыток
3
2
недостаток
4
2
3
недостаток
3
2
SO
H
Al(OH)
г)
HNO
Ca(OH)
б)
SO
H
Al(OH)
в)
HNO
Сa(OH)
a)
8. Укажите, какие из следующих реакций невозможны:
®
+
®
+
®
+
®
+
®
+
®
+
®
+
®
+
KOH
O
P
з)
HCl
O
Al
г)
NaOH
ZnO
ж)
HNO
O
P
в)
NaOH
CaO
e)
SO
H
CaO
б)
NaOH
SiO
д)
SO
H
SiO
а)
5
2
3
2
3
5
2
4
2
2
4
2
2
Напишите уравнения возможных реакций в ионном и молекулярном
видах. Назовите образующиеся соединения.
9. Укажите, какие из приведенных солей относятся к: а) средним; б) основным; в) кислым: [
]
.
)
Ca(HCO
;
SO
Na
;
SO
Al(OH)
;
PO
NaH
;
)
Cu(HSO
2
3
3
2
4
2
2
4
2
2
4
Назовите эти соли,
напишите уравнения их диссоциации и соответствующие им условно-
структурные формулы.
10. Укажите, какие типы солей можно получить при взаимодействии
следующих гидроксидов:
19
®
+
®
+
®
+
®
+
¾
®
¾
+
®
+
2
3
2
2
4
3
3
4
3
2
2
t
2
3
2
4
2
3
Cu(OH)
CO
H
е)
Ca(OH)
PO
H
в)
Al(OH)
AsO
H
д)
S
H
Mg(OH)
б)
Ba(OH)
SiO
H
г)
CrO
H
Fe(OH)
а)
Напишите уравнения реакций и назовите соли.
11. Назовите следующие соли и напишите уравнения их диссоциации:
.
ж)MgOHClO
;
NO
е)Al(OH)
;
O
P
H
д)K
;
)
PO
г)Ca(H
;
в)Cd(HS)
;
CO
б)(CuOH)
;
SbO
а)NaH
3
3
2
7
2
2
2
2
4
2
2
3
2
4
2
12. Назовите следующие соединения и напишите их условно–структурные
формулы:
[
]
.
SiO
Al(OH)
и)
;
з)AlOHSiO
;
)
(SO
ж)Al
;
O
P
е)NaH
;
д)CaOHClO
;
O
Cr
г)K
;
O
P
в)H
;
SiO
б)H
;
а)Ba(HS)
3
2
2
3
3
4
2
7
2
3
4
7
2
2
7
2
4
3
2
2
13. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить указанные превращения:
;
SiO
SiO
H
SiO
Na
SiO
SiO
а)
2
3
2
3
2
2
®
®
®
®
;
CdS
CdCl
Cd(OH)
CdSO
CdO
б)
2
2
4
®
®
®
®
;
PO
K
HPO
K
PO
H
O
P
в)
4
3
4
2
4
3
5
2
®
®
®
[
]
3
4
2
4
2
2
3
3
2
3
2
)
(SO
Al
SO
Al(OH)
Al(OH)
AlCl
NaAlO
O
Al
г)
®
®
®
®
®
20
РАБОТА № 2
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
Химическая кинетика изучает факторы, влияющие на скорость
химических реакций и механизм их протекания.
Скорость реакции в гомогенных системах определяется изменением
концентрации реагирующих веществ в единицу времени. В химической
кинетике концентрация измеряется в молях на литр (моль/л), а скорость - в
молях на литр в секунду (моль/л·с). Скорость реакции в гетерогенных системах
определяется изменением количества вещества на единице поверхности в
единицу времени.
Зависимость скорости химических реакций от различных факторов
К основным факторам, влияющим на скорость химической реакции,
относятся: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура,
поверхность раздела (для гетерогенных систем), катализаторы.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Скорость химической реакции (V) прямо пропорциональна произведению
молярных концентраций (С) реагирующих веществ в степенях,
соответствующих их стехиометрическим коэффициентам (закон действия
масс).
Для гомогенной реакции вида mA
+
nB
=
pC
+
qD
V =
kс
·
C
A
m
·
C
B
n
,
где kс – константа скорости. kс зависит от природы реагирующих веществ
и температуры и не зависит от концентрации. V= kс при единичных
концентрациях взаимодействующих веществ.
Для газовой системы 3
2
2
2NH
N
3H
«
+
скорость прямой реакции можно
записать двояко: 2
2
N
3
H
c
пр
C
C
k
v
×
×
=
и 2
2
N
3
H
c
пр
p
p
k
v
×
×
¢
=
, где р
Н2
и р
N2
–
парциальные давления водорода и азота.
21
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 3 - 5 капель 1 н. раствора
тиосульфата натрия Na
2
S
2
O
3
и добавить 2 - 3 капли 2 н. раствора серной
кислоты H
2
SO
4
.
Через некоторое время наблюдать помутнение раствора, вызванное
выделением свободной серы. Реакция идет по уравнению:
Na
2
S
2
O
3
+ H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ SO
2
+ H
2
O + S
¯
.
Время, которое проходит от момента сливания растворов до появления
заметного помутнения, характеризует скорость реакции.
Повторить опыт, используя большие количества реагентов. Для этого в
три большие пробирки налить разбавленный (1
:
200) раствор Na
2
S
2
O
3
: в первую
– 5 мл, во вторую – 10 мл, в третью – 15 мл. В первую пробирку добавить 10 мл
воды, во вторую – 5 мл воды.
В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1
:
200) серной
кислоты.
В пробирки с Na
2
S
2
O
3
прилить при помешивании по 5 мл приготовленной
H
2
SO
4
и точно отметить (по секундной стрелке часов или секундомеру), через
сколько секунд после приливания кислоты наблюдается образование мути в
каждой пробирке.
Результаты записать в форме таблицы:
Номер
пробирки
Объе
м раствора
Na
2
S
2
O
3
, мл
Объем
раствора
H
2
SO
4
, мл
Объем H
2
O,
мл
Время
появления
мути t
, с
v
= 1/t
Результаты опыта представить графически, отложив скорость реакции
V = 1/t на оси ординат, а концентрации растворов – на оси абсцисс.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость
химической реакции
Зависимость скорости большинства химических реакций от температуры
описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении
22
температуры на каждые 10
°
скорость реакции возрастает в 2
–
4 раза. Эта
величина называется температурным коэффициентом реакции, или
коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается γ:
4
2
k
k
t
10
t
γ
-
=
=
+
.
Закон Вант-Гоффа:
10
1
t
2
t
1
t
2
t
γ
V
V
-
×
=
.
Рассчитаем для примера, во сколько раз увеличится скорость реакции при
повышении температуры на 100
°
, если g
=
2. Подставим исходные данные в
уравнение Вант-Гоффа:
.
1024
2
;
10
1
2
10
1
2
1
t
2
t
t
t
t
t
v
v
γ
v
v
=
=
=
-
Правило Вант-Гоффа выполняется только для реакций, энергия активации
которых лежит в пределах 84
–
170
кДж/моль. Оно было сформулировано на
основе экспериментального изучения таких реакций при относительно низких
температурах (
g
=
2
–
4).
Выполнение опыта.
Приготовить три термостата, для чего три
стаканчика объемом 200 - 250 мл наполнить на 2/3 водой и каждый стаканчик
накрыть картонной крышкой с тремя отверстиями:
В одно отверстие каждого термостата поместить термометр, в другое –
коническую пробирку с 2 н. раствором серной кислоты и опущенной в нее
пипеткой, в третье – пробирку с 10 каплями 1 н. раствора тиосульфата натрия.
Первый стаканчик оставить на столе при комнатной температуре; второй
и третий стаканчики поочередно поместить в водяную баню и нагреть второй
стаканчик - до температуры на 10
°
C выше, чем в первый, а третий - на 10
°
C
выше, чем второй.
23
Не вынимая пробирки с тиосульфатом натрия из термостатов, добавить в
них по 1 капле 2 н. серной кислоты из того же термостата.
Отметить время от момента добавления кислоты до появления заметного
помутнения раствора в каждом из термостатов. Время протекания реакций
определять секундомером или метрономом.
Результаты записать в форме таблицы:
Номер
пробирки
Температура
Время появления мути t
, с
V = 1/t
Результаты опыта представить графически, отложив скорость реакции
V = 1/t на оси ординат, а температуру проведения опыта – на оси абсцисс.
Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции от температуры
для данного опыта. Определить температурный коэффициент скорости для
данной реакции.
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость
химической реакции
а) Реакция разложения пероксида водорода. Пероксид водорода при
нормальных условиях медленно разлагается на свободный кислород и воду.
2H
2
O
2
= O
2
+ 2H
2
O
Реакция замедляется при отсутствии освещения (в темноте) и ускоряется
в присутствии диоксида марганца (MnO
2
).
Выполнение опыта
. В пробирку внести 3 - 5 капель 10%-ного раствора
пероксида водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения
пероксида водорода не наблюдается. К раствору пероксида водорода добавить
несколько крупинок диоксида марганца. Отметить выделение пузырьков газа.
Поднести к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?
Сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.
24
б) Реакция окисления тиосульфат-иона ионом железа(III)
Тиосульфат-ион медленно окисляется ионами железа(III) по следующей
упрощенной схеме:
2Fe
3+
+ 2S
2
0
3
2-
↔2Fe
2+
+S
4
0
6
2-
Реакция каталитически ускоряется ионами меди(II).
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 3 – 5 капель раствора
хлорида железа(III) и 3 – 5 капель воды. В первую пробирку добавить
1 - 2 капли раствора сульфата меди. В обе пробирки добавить по 2 капли
раствора тиосульфата натрия. В обеих пробирках появляется фиолетовая
окраска комплекса железа (III) с тиосульфатом. Однако в первой пробирке
окраска исчезает очень быстро, во второй же - медленно.
Опыт 4. Влияние величины поверхности раздела реагирующих
веществ на скорость химической реакции в гетерогенной системе
Взять два одинаковых кусочка мела, один из них измельчить в порошок.
Кусочек мела положить в одну пробирку, а порошок высыпать в другую. В обе
пробирки одновременно добавить по 10 капель соляной кислоты. Наблюдать
полное растворение мела. Отметить различную скорость выделения СО
2
в
обоих случаях. Написать уравнение соответствующей реакции.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ:
1. Перечислите факторы, влияющие на скорость химических реакций,
протекающих:
а) в гомогенной системе; б) в гетерогенной системе.
2. Сформулируйте закон действия масс и напишите его выражение для
следующих систем:
а) 2SO
2
(г) + О
2
(г) = 2SO
3
(г);
б) 3SiH
4
(г) + 4NH
3
(г) = Si
3
N
4
(тв) + 12H
2
(г);
25
в) CaCO
3
(тв) = CaO(тв) + CO
2
(г);
г) SiCl
4
(г) + 2H
2
(г) = Si(тв) + 4HCl(г).
3. Каков физический смысл константы скорости реакции, и от каких
факторов она зависит?
4. Как изменится скорость прямой реакции 2СО + О
2
= 2СО
2
при
повышении давления в системе в 2раза?
5. Как влияет температура на скорость химических процессов? Напишите
уравнение Вант-Гоффа. Физический смысл температурного коэффициента
реакции.
6. Как изменится скорость реакции 2СО + О
2
= 2СО
2
при повышении
температуры на 50° С, если температурный коэффициент реакции равен 3?
26
РАБОТА № 3
Химическое равновесие
Большинство химических реакций обратимы, могут одновременно
протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Например:
где k1 и k2 - константы скорости прямой и обратной реакции
соответственно.
С течением времени скорость прямой реакции (V
пр
) убывает, а обратной
(V
обр
) – возрастает и в конечном итоге они выравниваются. Состояние, при
котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется состоянием
подвижного химического равновесия. Это состояние количественно
характеризуется величиной константы равновесия (Kp), которая равна
отношению констант скоростей прямой и обратной реакций k
1
/ k
2
= const = K
p
Для реакции общего вида:
[
]
[
]
[
]
[
]
b
a
n
m
p
B
A
...
N
M
K
...
nN
mM
bB
aA
×
×
×
=
+
+
«
+
Таким образом, отношение произведения молярных концентраций
продуктов реакции к произведению молярных концентраций исходных веществ
в момент подвижного равновесия есть величина постоянная, называемая
константой равновесия (закон действующих масс для равновесных систем).
Чем больше величина K
p
, тем полнее протекает прямая реакция. При K
p
®
0
наблюдается практически полное отсутствие химического взаимодействия.
Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди
В водном растворе ионы меди(II) образуют гексаквакомплексы
[Сu(Н
2
О)
6
]
2+
, окрашенные в синий цвет. При добавлении галогенид-ионов
молекулы воды последовательно замещаются с образованием ряда
27
галогенидных комплексов вплоть до [CuCl
4
]
2-
- желто-зеленого цвета. При
разбавлении водой равновесие смещается в обратном направлении с
образованием акваионов.
В твердом виде безводный хлорид меди окрашен в изумрудно-зеленый
цвет. Кристаллогидраты солей меди, например сульфат меди, окрашены в
голубой цвет вследствие координации молекул воды ионом меди.
Выполнение опыта
. В пробирку поместить 5 – 6 капель раствора
сульфата меди. Добавить равный объем раствора хлорида натрия. Голубая
окраска, переходит в желто-зеленую.
Смещение химического равновесия
При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций
изменяются неодинаково: если в большей степени увеличивается vпр, то
происходит сдвиг вправо; если vобр - сдвиг влево. Если vпр и vобр изменяются
одинаково, значит, равновесие не нарушено. Таким образом, изменяя условия
проведения реакции, можно смещать равновесие в нужную сторону, т.е.
управлять течением химического процесса.
Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:
при изменении внешних условий в равновесной системе происходит сдвиг
равновесия, направленный в сторону той реакции, которая противодействует
произведенному изменению. Так, благоприятными условиями для получения
максимального выхода аммиака по реакции 3
2
2
2NH
3H
N
«
+
(
D
H=-80Дж/моль) являются: увеличение концентрации исходных компонентов
N
2
или H
2
, понижение температуры и повышение давления. 28
Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия
обратимой реакции
Увеличение концентрации исходных веществ в состоянии равновесия
приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции и увеличению
концентрации продуктов реакции и наоборот.
а) Смещение равновесия в растворе роданида железа
При взаимодействии иона железа (Ш) с роданид-ионами образуется ряд
комплексных соединений красного цвета. Интенсивность окраски возрастает с
увеличением числа лигандов от бледно-желтого для [Fe(SCN)]
2+
до кроваво-
красного для [Fe(SCN)
6
]
3–.
Увеличение концентрации иона железа (Ш) или роданид-иона приводит к
усилению красной окраски роданида железа. Уменьшение концентрации иона
железа (Ш) путем связывания его в хлоридный комплекс, приводит к
увеличению диссоциации роданида железа, а следовательно, к ослаблению
окраски.
Выполнение опыта.
В четыре пробирки внести по 5 - 7 капель 0,00025 н.
растворов хлорида железа (III) и роданида калия; растворы перемешать.
Пробирки поставить в штатив. Одну пробирку оставить в качестве
контрольной, во вторую пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора
хлорида железа (III), в третью – 1 каплю насыщенного раствора роданида
калия, в четвертую – несколько кристалликов хлорида калия. Сравнить
интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски
раствора в контрольной пробирке.
Составить уравнение соответствующей обратимой реакции. Написать
выражение константы равновесия. Указать направление смещения равновесия в
каждой из пробирок.
29
Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие
Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия
в сторону эндотермического процесса, сопровождающегося поглощением тепла
и наоборот. Опыт 3а. Смещение равновесия в системе 2NO
2
N
2
O
4
Диоксид азота существует в виде смеси бесцветного мономера NO
2
и димера
N
2
O
4
, имеющего бурую окраску. При изменении температуры наблюдается
изменение их количественного соотношения, сопровождающееся изменением
окраски от бледно-желтого до бурого.
Выполнение опыта.
Взять две сообщающиеся колбы, заполненные
диоксидом азота NO
2
, находящимся в равновесии с его димером N
2
O
4
. Одну
колбу опустить в стакан с горячей водой, другую – в стакан с холодной водой.
Наблюдать изменение цвета смеси газов в колбах. Отметить смещение
равновесия в каждой колбе. Вынуть колбы из стаканов, отметить изменение
окраски в этом случае. Объяснить результаты наблюдений, исходя из принципа
Ле-Шателье.
Опыт 3б. Смещение равновесия при нагревании кристаллогидрата
ацетата натрия
При нагревании кристаллогидрата ацетата натрия происходит
дегидратация и взаимодействие ацетат-иона с водой (гидролиз):
CH
3
COONa + 2Н
2
О СН
3
СООН + NaOH + Н
2
О
Раствор приобретает щелочную реакцию среды за счет образования
сильного основания NaOH. Смещение равновесия можно проследить,
пользуясь соответствующими индикаторами. Фенолфталеин, например, в
щелочной среде имеет малиновую окраску, а в нейтральной и кислой –
бесцветен. Выполнение опыта.
В пробирку поместить кристаллический ацетат
натрия, прилить 5 – 6 капель воды и добавить 2 – 3 капли раствора
30
фенолфталеина. Слегка нагреть пробирку, появляется малиновая окраска.
Охладить раствор, окраска исчезает.
Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического
равновесия.
Введение в равновесную систему ионов Н+, обусловливающих кислую
реакцию среды, или ОН–, обусловливающих щелочную реакцию среды,
приводит к смещению равновесия за счет их нейтрализации и образования
слабо диссоциирующих молекул воды.
Реакция превращения хромат- и бихромат- ионов в разных средах.
В растворах, содержащих шестивалентный хром, существует равновесие:
2 CrO
4
2−
+ 2H
+
Cr
2
O
7
2−
+ H
2
O
Изменение концентрации ионов водорода смещает это равновесие.
Cмещение равновесия наблюдаем по изменению окраски: при добавлении
кислоты равновесие смещается в сторону образования бихромата: желтая
окраска хромат-иона переходит в оранжевую окраску, характерную для
бихромат- иона. При добавлении щелочи происходит обратный процесс
превращения бихромат-иона в хромат-ион с соответствующим изменением
окраски.
Выполнение опыта.
В пробирку поместить небольшое количество 10%-
ного раствора K
2
Cr
2
O
7
. К этому раствору по каплям добавить раствор щелочи и
наблюдать изменение окраски. Когда раствор станет желтым, добавить по
каплям раствор серной кислоты, наблюдать появление оранжевой окраски.
После этого снова прибавить щелочи и получить желтую окраску.
При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы:
1. Какие реакции называются обратимыми?
2. Каков физический смысл константы равновесия и от каких факторов
она зависит?
хромат-ион
(желтый)
бихромат-ион
(оранжевый)
31
3. Напишите выражения констант равновесия для следующих реакций:
а) 2SO
2
(г) + О
2
(г) 2SO
3
(г);
б) 3SiH
4
(г) + 4NH
3
(г) Si
3
N
4
(тв) + 12H
2
(г);
в) CaCO
3
(тв) CaO(тв) + CO
2
(г);
г) SiCl
4
(г) + 2H
2
(г) Si(тв) + 4HCl(г).
4. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Укажите, в каком направлении
сместится равновесие в системе 3SiH
4
(г) + 4NH
3
(г) Si
3
N
4
(тв) + 12H
2
(г):
а) при повышении давления,
б) при увеличении концентрации NH
3
,
в) при увеличении концентрации H
2
,
г) при снижении концентрации SiH
4
.
5. Укажите, в каком направлении сместится равновесие в системе
H
2
(г) + I
2
(г)
2HI(г)
а) при повышении давления,
б) при увеличении концентрации HI,
в) при увеличении концентрации H
2
,
г) при уменьшении объема.
32
РАБОТА № 4
ПРОЦЕССЫ, ПРОТЕКАЮЩИЕ ПРИ ОБРАЗОВАНИИ РАСТВОРОВ
Истинные растворы – это многокомпонентные гомогенные системы
переменного состава с размером частиц менее 1
нм, находящиеся в состоянии
химического равновесия и неограниченно стабильные во времени. В
дальнейшем вместо словосочетания «истинный раствор» мы будем говорить
просто «раствор».
Процесс растворения веществ сопровождается выделением или
поглощением тепла, изменением объема и окраски. Эти, а также некоторые
другие явления указывают на химическое взаимодействие растворенного
вещества и растворителя. Этот факт впервые был установлен Д.И.
Менделеевым, создавшим свою известную гидратную теорию, согласно
которой растворение является химическим процессом. При растворении
частицы растворенного вещества образуют с молекулами растворителя
неопределенные по составу, более или менее прочные соединения,
называемые сольватами. В случае, когда растворителем является вода, они
называются гидратами. Сольваты образуются тем легче и они тем более
устойчивы, чем более полярны молекулы растворенного вещества и
растворителя.
Иногда молекулы воды бывают так прочно соединены с частицами
растворенного вещества, что при выделении последнего из раствора в виде
кристаллов вода входит в их состав. Кристаллы, содержащие в своем составе
воду, называют кристаллогидратами, а воду, в них находящуюся -
кристаллизационной.
33
Опыт 1. Изменение температуры при растворении
При растворении твердого вещества в воде наблюдаются два важнейших
процесса: во-первых, происходит образование гидратов (часто это
аквакомплексы), что связано с выделением теплоты, а во-вторых, идет
распределение гидратированных частиц вещества в растворителе, что связано
с поглощением теплоты. Общий тепловой эффект растворения (происходит
выделение или поглощение тепла) зависит от того, тепловой эффект какого
процесса преобладает.
Выполнение опыта.
В две пробирки налить (до 1/3) воды и измерить ее
температуру. В первую пробирку поместить 2 - 3г нитрата аммония, во
вторую - несколько капель концентрированной серной кислоты. Содержимое
пробирок перемешать и измерить температуру полученных растворов.
Отметить, при растворении какого вещества теплота выделяется, а какого -
поглощается.
Опыт 2. Изменение объема при растворении
Выполнение опыта.
Налить в цилиндр с притертой пробкой 5 – 10 мл
воды и осторожно добавить такой же объем спирта. Отметить объем
полученного раствора. Закрыть цилиндр пробкой и хорошо перемешать.
После охлаждения отметить объем раствора. Объяснить происходящее
явление.
Опыт 3. Изменение окраски при растворении
Выполнение опыта.
Небольшое количество (~ 0,5г) медного купороса
прокалить в термостате при 120-150°С в течение 15-30 минут до почти
полного исчезновения синей окраски. Полученный порошок растворить в
воде. Наблюдать появление синего окрашивания. Объяснить происходящее
явление.
34
Опыт 4.Влияние типа растворителя на процесс растворения.
Процессы, протекающие при растворении, зависят как от типа
растворенного вещества, так и от типа растворителя. «Подобное растворяется
в подобном», то есть в полярных растворителях хорошо растворяются
соединения с полярными (ионными) связями. В воде хорошо растворяются
сильные основания, кислоты, соли и плохо растворяются ковалентные
соединения. В неполярных растворителях (бензол, четыреххлористый углерод
и т.д.) лучше растворяются ковалентные соединения. При этом молекулы
растворенных веществ по-разному взаимодействуют с молекулами
растворителя.
Выполнение опыта.
В три пробирки поместить по 2 - 3 кристалла йода.
В первую пробирку добавить немного бензола, во вторую – спирта, в третью –
воды. Хорошо перемешать содержимое пробирок. Отметить цвет полученных растворов. Различная окраска растворов
объясняется тем, что неполярные молекулы бензола не соединяются с
молекулами йода, а полярные молекулы спирта образуют с йодом сольваты,
что сопровождается изменением окраски. В воде иод практически не
растворяется.
Опыт 5. Зависимость растворимости солей от температуры.
Получение пересыщенных растворов
Растворимость твердых веществ в жидкостях всегда ограничена и
изменяется в очень широких пределах. Различным изменением растворимости
веществ с повышением температуры часто пользуются на практике для
отделения друг от друга солей.
35
Растворимость жидкостей в жидкостях различна. Большинство жидкостей
имеют ограниченную взаимную растворимость. При повышении температуры
их растворимость в одних случаях увеличивается, а в других - уменьшается.
Растворимость газов также различна. Большая часть газов лучше
растворяется в менее полярных растворителях, чем вода. Растворимость газов
уменьшается при нагревании и понижении давления. Существует следующая
зависимость: масса газа, растворяющаяся в данном объеме жидкости, прямо
пропорциональна давлению.
В зависимости от содержания растворенного вещества растворы бывают:
насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Насыщенными называют
растворы, в которых нерастворенное вещество (в осадке) находится в
равновесии с растворенным. Растворимость вещества определяется
концентрацией насыщенного раствора. Эту концентрацию выражают
коэффициентом растворимости, т.е. количеством граммов растворенного
вещества, приходящихся на 100 г растворителя.
Раствор, концентрация которого меньше концентрации насыщенного при
данной температуре раствора, называют ненасыщенным. Если же
концентрация больше, чем концентрация насыщенного при данной
температуре раствора, раствор называют пересыщенным. Пересыщенные
растворы получаются при осторожном охлаждении растворов, полученных
при повышенных температурах. Они, как правило, неустойчивы и при
понижении температуры или введении в них кристалла растворенного
вещества кристаллизуются.
Выполнение опыта.
Налить в пробирку воды и добавить немного
хлорида натрия. Раствор перемешать, если вся соль растворилась, добавить
избыток соли. Нагреть содержимое пробирки. Если соль полностью
растворится, добавить еще небольшое ее количество до получения
насыщенного раствора, находящегося в равновесии с осадком. Осторожно
36
слить с нерастворившихся кристаллов горячий раствор в другую пробирку и
дать ему остыть. Получим пересыщенный раствор. Отметить кристаллизацию
раствора при охлаждении. Опыт повторить с нитратом натрия.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТЬТЕ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1.
Какие процессы наблюдаются при образовании растворов?
2.
Укажите внешние признаки, сопровождающие процессы растворения.
3.
Перечислите факторы, влияющие на процесс растворения.
4.
Охарактеризуйте ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные
растворы.
37
Работа № 5
Приготовление растворов заданной концентрации
Способы выражения концентрации растворенного вещества в растворе.
Для удобства изучения способов выражения содержания растворенных веществ
в растворах введем следующие обозначения: k
- количество компонентов в
растворе (
k
>
1); m
0
- масса растворителя, г; m
i
- масса i
-го компонента, г; n
i
-
количество i
-го компонента,
моль; V
- объем раствора, л; V
i
- объем i
-го
компонента, л; N
i
- количество i
-го компонента, экв; М
i
-
мольная масса i
-го
компонента, г/моль; Э
i
- эквивалентная масса i
-го компонента, г/экв; w
i
-
массовая доля i
-го компонента; a
i
-
мольная доля i
-го компонента; j
i
-
объемная доля i
-го компонента.
Массовая доля ω
– отношение массы растворенного вещества к общей
массе раствора (масса вещества в 1г. раствора). ω выражается в
относительных единицах å
=
=
k
1
i
i
i
i
m
m
ω
,
или в процентах
100%
m
m
ω
k
1
i
i
i
i
×
=
å
=
.
Массовая доля, выраженная в процентах, называется процентной
концентрацией и обозначается C
% ( масса вещества в 100г. раствора).
Мольная доля
α
– отношение количества молей растворенного вещества к
общему количеству молей в растворе:
å
=
=
k
1
i
i
i
i
ν
ν
α
.
Мольная доля аналогично массовой доле выражается в относительных
единицах или процентах.
Объемная доля
φ
– отношение объема растворенного вещества к общему
объему раствора (для газообразных систем):
38
V
V
φ
i
i
=
.
Моляльность
C
m
– отношение количества растворенного вещества к массе
растворителя (моль/кг) (количество молей вещества в 1кг растворителя):
3
0
i
i
3
0
i
m
10
m
M
m
10
m
ν
C
-
-
×
×
=
×
=
.
Массовая концентрация
r
i
– отношение массы растворенного вещества к
общему объему раствора (г/л) (масса вещества в 1л. раствора):
V
10
m
ρ
3
0
i
-
×
=
.
В аналитической химии используется титр
T
– количество граммов
растворенного вещества, содержащееся в 1
мл раствора (г/мл).
V
m
T
i
=
Молярная концентрация
C
M
, или M
– отношение количества молей
растворенного вещества к общему объему раствора (моль/л) (количество
молей вещества в 1л. раствора):
V
М
m
V
ν
C
i
i
i
M
×
=
=
.
Эквивалентная или нормальная концентрация
C
Н,
H
– отношение
количества эквивалентов (эквивалент – это количество вещества, которое
нацело реагирует с 1
молем атомов водорода или вытесняет это количество
водорода из его соединений) растворенного вещества к общему объему
раствора (моль
-
экв/л) (количество моль-эквивалентов вещества в 1л.
раствора):
V
Э
m
V
N
C
i
i
i
H
×
=
=
.
Эквивалентная масса соотносится с мольной массой следующим образом:
для кислот: +
=
H
K
n
М
Э
;
39
для оснований:
-
=
OH
n
М
Эосн.
;
для солей и оксидов: Me
Me
B
n
М
Э
×
=
,
где n
H
+
–
основность кислоты; n
OH
-
–
кислотность основания; n
Me
–
число
атомов металла в молекуле соли или оксида; B
Me
–
валентность металла.
Например
:
г/экв;
49
2
98
2
М
Э
4
2
SO
H
=
=
=
г/экв;
63
1
М
Э
3
HNO
=
=
г/экв;
56
М
Э
KOH
=
=
г/экв;
85,5
2
171
2
М
Э
2
Ba(OH)
=
=
=
г/экв;
57,5
3
172,5
3
1
М
Э
3
FeCl
=
=
×
=
.
г/экв
57
6
342
3
2
М
Э
3
4
2
)
(SO
Al
=
=
×
=
Отсюда следует, что для кислот C
H
=
C
M
.
n
H
+
; для оснований
C
H
=
C
M
.
n
OH
-; для солей и оксидов C
H
=
C
M
.
n
Me
.
B
Me
.
Моляльность, мольная доля и массовая доля широко применяются в
физико-химических исследованиях, так как они не связаны с объемом
раствора и не зависят от температуры. В аналитической химии для
количественных определений часто пользуются титрованными растворами
(растворами с известным титром), а также растворами с известной
эквивалентной (нормальной) концентрацией.
Метод приготовления раствора
зависит от способа выражения заданной
концентрации. Общим для всех методов является то, что сухие вещества
взвешиваются на технохимических или аналитических весах в зависимости от
величины навески и точности, с которой должен быть приготовлен раствор. Жидкие вещества отмеряются мерными сосудами: мензурками, цилиндрами,
пипетками или бюретками.
При расчете объема жидкостей часто пользуются соотношениями
r
=
m
/
V
;
V
=
m
/
r
,
40
где r
–
плотность жидкости в г/мл или
г/см
3
, m
–
масса жидкости в г,
V
–
объем жидкости в
мл или
см
3
; Рис. Ареометр
На практике плотность жидких веществ и растворов
измеряется ареометром (рис.), шкала которого позволяет
определять плотность обычно с точностью до 0,005
г/см
3
,
что соответствует погрешности примерно в 1%.
Плотность воды при нормальных условиях равна единице, поэтому масса
и объем воды количественно совпадают.
Для приготовления растворов с определенной молярной или нормальной
концентрацией используются мерные колбы
–
плоскодонные, круглые колбы
с узкими горлами и пришлифованными стеклянными пробками (рис.).
Мерными колбами пользуются и в тех случаях, когда необходимо разбавить
раствор в строго определенное число раз.
Рис. Мерные сосуды для приготовления растворов:
а
–
колба, б
–
пипетка, в
–
бюретка
41
Опыт 1. Приготовление раствора бихромата калия K
2
Cr
2
O
7
с определенной массовой долей
Рассмотрим конкретный пример приготовления 50
г раствора K
2
Cr
2
O
7
с
массовой долей 3
%.
Пример расчета. Необходимо рассчитать количество K
2
Cr
2
O
7
и воды,
требующееся для приготовления раствора:
г
1,5
0,03
50
ω
m
m
ра
р
7
O
2
Cr
2
К
=
×
=
´
=
-
,
г
48,5
1,5
50
m
m
m
ва
в
ра
р
О
Н
2
=
-
=
-
=
-
-
.
Поскольку плотность воды равна 1
г/см
3
, то объем воды равен ее массе, т.е.
V
H
2
O
=
48,5
мл.
Выполнение опыта.
1.Рассчитать количество K
2
Cr
2
O
7
и воды, требующееся для приготовления
раствора.
2. На весах взвесить рассчитанную массу (1,5г) бихромата калия. Навеску
K
2
Cr
2
O
7
перенести в стаканчик на 100
мл.
3. Отмерить цилиндром или мензуркой рассчитанный объем (48,5
мл)
воды и перелить в стаканчик с K
2
Cr
2
O
7
.
Смесь перемешать стеклянной
палочкой с резиновым наконечником до полного растворения кристаллов
соли.
4. Определить плотность полученного раствора ареометром (см. рис.), для
чего часть приготовленного раствора перелить в цилиндр емкостью 50
–
60
мл
до 4/5 его объема, и осторожно поместить в него ареометр так, чтобы он не
касался стенок цилиндра. При этом уровень раствора жидкости должен
приходиться на шкалу ареометра. Показание шкалы ареометра на уровне
поверхности раствора по нижнему мениску отвечает его плотности. 5. Рассчитать массовую долю K
2
Cr
2
O
7 (в масс.
%) в растворе по плотности
42
Пример расчета. Допустим, что плотность полученного раствора равна
1,02
г/см
3
. В нашем примере r
=
1,02
г/см
3
соответствует w
между 3 и
4
масс.
% (см. табл.
п. 3.1). Обозначим 3%-ную концентрацию раствора через w
1
и соответствующую
ей плотность 1,0193
г/см
3
через r
1
, 4%-ную концентрацию раствора через w
2
и соответствующую ей плотность 1,0264
г/см
3
через r
2
, экспериментально
полученные величины концентрации и плотности соответственно через w
эксп
и
r
эксп
.
Тогда 1
2
1
эксп
1
эксп
ρ
ρ
ρ
ρ
ω
ω
-
-
+
=
.
В нашем примере %
3,1
1,0193
1,0264
1,0193
1,02
3
ω
эксп
=
-
-
+
=
.
6. Определить абсолютную и относительную ошибки эксперимента:
d
абс
=
|
w
эксп
–
w
теор
|
=
3,1
–
3,0
=
0,1.
%
3,33
100
δ
δ
абс
отн
=
×
=
теор
w
.
7. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации полученного
раствора.
8. Все расчеты и результаты взвешивания записать в рабочую тетрадь.
Выполнить одно из следующих заданий по указанию
преподавателя.
Имея сухую соль K
2
Cr
2
O
7
и воду приготовить растворы, определить
ошибку эксперимента. Рассчитать молярную, нормальную (эквивалентную)
концентрации и титр приготовленного раствора:
1) 60
г 4,5
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
2) 80
г 4
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
3) 120
г 3
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
4) 50
г 6
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
43
5) 70
г 5
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
6) 90
г 2
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
7) 120
г 1,5
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
8) 110
г 4
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
9) 65
г 2
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
;
10) 75
г 6
%-го раствора K
2
Cr
2
O
7
.
Опыт 2. Приготовление растворов серной кислоты заданной
молярной и нормальной концентраций
Рассмотрим конкретный пример приготовления 200
мл 0,25
н. раствора
H
2
SO
4
из 10
%-ного (по массе) раствора (
r
=
1,069
г/см
3
).
Пример расчета. Необходимо рассчитать объем 10
%-ного раствора
H
2
SO
4
, требуемый для приготовления заданного раствора:
а) определить массу H
2
SO
4
, содержащуюся в 200
мл 0,25
н. раствора:
г
2,45
0,2
49
0,25
V
Э
C
m
Н
SO
H
4
2
=
×
×
=
×
×
=
,
где Э – эквивалентная масса H
2
SO
4
, г
49
2
98
2
M
Э
4
2
SO
H
=
=
=
;
б) определить массу 10
%-ного раствора H
2
SO
4
, в котором содержится 2,45
г
H
2
SO
4
:
m
р-ра
=
m
в-ва
/
w
=
2,45
/
0,1
=
24,5
г;
в) найти объем 24,5
г 10
%-ного раствора H
2
SO
4
:
V
=
m
/
r
=
2,45
/
1,069
=
2,3
мл.
Выполнение опыта.
1. Рассчитать объем 10
%-ного раствора H
2
SO
4
, требуемый для
приготовления заданного раствора.
2. В мерную колбу (см. рис.3,
а) заданного объема (в нашем случае
200
мл) поместить вычисленный объем 10
%-ного раствора H
2
SO
4
(2,3
мл),
отмерив его по бюретке (см. рис. 3,
в).
44
3.Содержимое колбы разбавить дистиллированной водой до метки.
Разбавление вести сначала быстро, а когда уровень жидкости будет ниже
метки на 0,5
–
1
см, добавлять воду по каплям, лучше всего с помощью
пипетки (см. рис. 3,
б). Добавление воды прекратить, когда нижний мениск
жидкости коснется метки. 4.Колбу закрыть пробкой, раствор перемешать, многократно переворачивая
и встряхивая колбу, держа ее за горлышко и придерживая пробку большим
пальцем (раствор сохранить для опыта
3).
Выполнить одно из следующих заданий по указанию преподавателя.
Из 10
%-ного (по массе) раствора серной кислоты приготовить:
1) 50
мл 0,055
М раствора H
2
SO
4
;
2) 50
мл 0,07
М раствора H
2
SO
4
;
3) 100
мл 0,09
М раствора H
2
SO
4
;
4) 50
мл 0,14
н. раствора H
2
SO
4
;
5) 100
мл 0,075
М раствора H
2
SO
4
;
6) 50
мл 0,15
н. раствора H
2
SO
4
;
7) 50
мл 0,045
М раствора H
2
SO
4
;
8) 100
мл 0,13
н. раствора H
2
SO
4
;
9) 50
мл. 0,055
М раствора H
2
SO
4
;
10) 50
мл. 0,06
М раствора H
2
SO
4
.
Опыт 3. Определение концентрации кислоты
методом титрования
Методом титрования определить нормальную концентрацию полученного
в опыте 2 раствора и вычислить абсолютную и относительную ошибки
эксперимента.
45
Определение концентрации, посредством измерения объемов растворов
реагирующих веществ называется титрованием. Окончание реакции
определяется индикаторами, имеющими разную окраску в кислом и
щелочном растворах. С их помощью устанавливается момент нейтрализации
кислоты щелочью, или наоборот (табл. п. 3.4).
При титровании удобно пользоваться растворами нормальной
концентрации, так как растворы с одинаковой нормальной концентрацией
реагируют в равных объемах. Выполнение опыта.
Для выполнения опыта необходимо подготовить пипетку на 10
мл,
бюретку на 25
мл (см. рис. 3
б,
в), три конические колбы (рис.
4) и стакан на
50
мл.
1) Подготовить 0,1н раствор щелочи (
NaOH
) к титрованию.
Для этого
предварительно сполоснуть бюретку 0,1
н. раствором щелочи (для удаления
влаги). Закрепить бюретку вертикально в зажиме штатива и с помощью
воронки заполнить ее раствором щелочи до нулевого деления. Заполнить
раствором конец бюретки так, чтобы в нем не содержалось воздуха. Если на
кончике бюретки остается капля раствора, ее надо снять прикосновением
кончика к стенке стакана. Довести уровень раствора до нулевого деления
бюретки (нижняя часть мениска должна касаться этой черты). При отсчете
глаз должен находиться на уровне мениска.
Рис.
4. Коническая колба для титрования
46
2. Взять 3 пробы приготовленного в опыте 2 раствора.
Для этого взять
пипетку емкостью 10
мл, промыть небольшой порцией определяемого
раствора кислоты, затем заполнить ее приготовленным в опыте 2 раствором
до метки. Поместить отмеренное количество раствора кислоты в коническую
колбу для титрования. Так же взять еще две пробы раствора кислоты во
вторую и третью конические колбы. В каждую колбу прибавить по 2 – 3 капли
индикатора – спиртового раствора метилового оранжевого - раствор кислоты
приобретет красную окраску.
3. Провести титрование 3-х проб раствора кислоты 0,1н раствором
щелочи. Три пробы исследуемого раствора кислоты (п. 2) титровать
предварительно подготовленным в бюретке раствором щелочи (п. 1),.
Титрование проводить на белом фоне. Кончик бюретки ввести до зажима в
колбу для титрования. Пользуясь зажимом, медленно выливать правой рукой
раствор из бюретки, делая левой рукой непрерывные круговые движения
колбы для перемешивания раствора. Титрование закончить, когда от
прибавления 1 капли щелочи красная окраска раствора перейдет в оранжевую,
не исчезающую в течение 1
мин. Отметить по бюретке с точностью до 0,1
мл
объем раствора щелочи(
V
1(щ)
)., пошедший на титрование кислоты .
Описанным способом провести титрование кислоты во второй и третьей
колбах(
V
2(щ)
; V
3(щ)
).. Каждый раз титрование начинать от нулевой отметки.
Если объемы израсходованной щелочи во всех трех титрованиях не
различаются более чем на 0,1
мл, то титрование выполнено правильно. Найти
среднее арифметическое из результатов трех титрований (
V
(щ)
).
4. Рассчитать нормальную концентрацию полученного раствора,
пользуясь законом эквивалентов. Согласно следствию из закона эквивалентов,
произведение объемов взаимодействующих растворов на их нормальные
концентрации есть величина постоянная (равная количеству эквивалентов): 47
С
н(к-ты)
·
V
(к-ты) = С
н(щ)
·
V
(щ)
или (
)
(
)
ты
к
щ
щ
Н
ты
к
Н
V
V
С
С
-
-
=
,
где С
Н
(к-ты)
и С
Н
(щ)
– нормальная концентрация соответственно растворов
кислоты и щелочи, V
щ
и V
к-ты
– объемы соответственно растворов щелочи
и кислоты. Зная С
Н
(щ)
= 0,1н, V
щ
по результатам титрования и V
к-ты
=10мл, можно
найти С
н(к-ты)
: (
)
(
)
10
V
1
,
0
V
V
С
С
щ
ты
к
щ
щ
Н
ты
к
Н
´
=
×
=
-
-
5. Определить абсолютную и относительную ошибки эксперимента:
d
абс
=
|
С
Н
(теор)
–
С
Н
(эксп)
|;
(
)
%
,
100
С
δ
δ
теор
Н
абс
отн
×
=
.
6. Полученные результаты записать в рабочую тетрадь.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТЬТЕ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1. Перечислите способы выражения концентрации растворов. Дайте их
определения.
2. Напишите формулы для определения эквивалентных масс гидроксидов
(кислот и оснований), солей.
3. Напишите формулы, по которым можно вычислить: а) массовую долю,
б) молярную концентрацию, в) нормальную (эквивалентную) концентрацию,
г) моляльность, д) титр, зная: – массы растворенного вещества и растворителя;
– массу растворенного вещества;
– объем и плотность раствора.
48
4. Вычислите, сколько граммов растворенного вещества содержит 1
л
следующих растворов: а) 0,1
н. H
2
SO
4
, б) 0,5
н. Na
2
CO
3
, в) 0,3
н. H
3
PO
4
, г)
0,2
М MgSO
4
, д) 0,3
н. AlCl
3
?
Ответ:
а) 4,9
г, б) 26,5
г, в) 9,8
г, г) 24,0
г, д) 13,35
г.
5. Определите, какой объем 1
н. раствора можно приготовить:
а) из 1
кг 63
%-ного раствора HNO
3
. Ответ
– 10
л;
б) из 20
мл 20%-ного раствора HCl
(
r
=
1,1
г/мл). Ответ
– 120
мл;
в) из 120
мл 30%-ного раствора H
3
PO
4
(
r
=
1,19 г/мл). Ответ
– 1,3
л.
6. Определите молярность растворов:
а
) 1
н
. NaOH; б
) 2
н
. H
2
SO
3
; в
) 6
н
. HCl; г
) 3
н
. Cr
2
(SO
4
)
3
.
Ответ:
а) 1
М; б) 1
М; в) 6
М; г) 0,5
М.
7. Определите объем воды, необходимый для приготовления 200
г 20%-
ного раствора поваренной соли NaCl
. Ответ 40г.
8. Определите нормальную концентрацию раствора сульфата калия, в
20
мл которого содержится 1,74
г растворенного вещества. Ответ 1н
9. Определите объем воды, который нужно прибавить к 100
мл 0,1
н.
раствора гидроксида калия, чтобы получить 0,05
н. раствор. Ответ 100мл
10. Определите молярность 20%-ного раствора хлорида цинка, плотность
которого 1,186
г/мл. Ответ 1,74 моль/л
11. На нейтрализацию 40
мл 2
М раствора серной кислоты израсходовано
20
мл раствора гидроксида натрия. Определите нормальность раствора
гидроксида натрия. Ответ 8н
49
РАБОТА № 6
Свойства растворов электролитов
Вещества, способные в растворенном или расплавленном состоянии
проводить электрический ток, называются электролитами. Соли, кислоты,
основания в водном растворе диссоциируют, образуя ионы
противоположных зарядов. Вследствие этого их растворы проводят
электрический ток и вещества являются электролитами.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации
является степень диссоциации a
. Степень диссоциации
–
отношение
концентрации молекул, распавшихся на ионы, к исходной концентрации
молекул. α
выражается в относительных единицах a
=
С
дисс
/С
исх
и в процентах
100,%
С
C
α
исх
дисс
´
=
Если a
=
0 – раствор неэлектролита, если a
=
1 – молекулы электролита
полностью распались на ионы.
По величине a
электролиты условно делятся на сильные, средней силы и
слабые (см. табл.
п. 3.2). Для сильных электролитов a
>
0,3 (>
30
%), для
средних 0,03
<
a
<
0,3 (3
–
30
%), для слабых a
<
0,03 (<
3
%). Степень
диссоциации зависит от природы электролита, концентрации и температуры.
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются
сильными электролитами. Все соли за исключением HgCl
2
и Fe
(
CNS
)
3
– также
сильные электролиты.
50
Концентрация ионов в растворе электролита зависит от его концентрации
М
С
, степени диссоциации a
и числа ионов данного вида n
i
, на которое
распадается молекула электролита:
i
M
ионов
n
α
C
C
×
×
=
,
Например, для 0,5
M
раствора H
2
SO
4
при a
=
50
% концентрация ионов
водорода [
H
+
]
=
0,5
×
0,5
×
2
= 0,5 моль/л.
Зная степень диссоциации электролита и количество ионов,
образующихся при диссоциации одной молекул электролита, можно
рассчитать изотонический коэффициент i, который показывает во сколько раз
число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе не электролита
той же концентрации:
i
= 1+ α(
k
– 1),
где k
– количество ионов, образующееся при диссоциации одной молекулы
электролита.
Сильные и слабые электролиты имеют свои особенности.
При растворении слабых электролитов в воде происходит обратимый
процесс диссоциации. Например, в растворе CH
3
COOH устанавливается
равновесие:
.
COO
CH
H
COOH
CH
3
3
-
+
+
«
Для обратимого равновесного процесса применим закон действующих масс.
Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации:
COOH]
[CH
]
COO
][CH
[H
K
K
3
3
дисс
p
-
+
=
=
.
Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита к
распаду на ионы. Чем меньше величина К
дисс
, тем слабее электролит (см. табл.
п. 3.3). Например, при сравнении 5
COOH
CH
10
1,82
K
3
-
×
=
и 10
HCN
10
7,2
K
-
×
=
оказывается, что COOH
CH
HCN
3
K
K
<
, следовательно, HCN
– более слабая
кислота.
51
Если электролит диссоциирует по ступеням, то каждая ступень
характеризуется своей константой диссоциации. При этом
3
2
1
K
K
K
>
>
.
На практике удобнее пользоваться не величинами дисс
K
, а величинами pK
– показателями кислоты и основания:
.
lgK
pK
;
lgK
pK
основания
основания
кислоты
кислоты
-
=
-
=
Чем больше pK
, тем слабее электролит.
Константа диссоциации зависит от природы вещества и температуры, но
не зависит от концентрации, поэтому она дает более общую характеристику
электролита, чем a
.
Для слабых бинарных электролитов степень диссоциации связана с
константой диссоциации согласно закону разбавления Оствальда:
М
дисс
С
K
α
»
.
Для сильных электролитов константа диссоциации не имеет смысла, так
как для них процесс диссоциации необратим, т.е. протекает полностью и
недиссоциированные молекулы в растворе отсутствуют.
Для характеристики реакции среды в водных растворах введены понятия
водородного показателя pH
и гидроксильного показателя pOH
:
]
lg[OH
pOH
];
lg[H
pH
-
+
-
=
-
=
.
Для нейтральной среды pH
=
7, pOH
=
7; для кислой среды pH
<
7,
pOH
>
7; и для щелочной среды pH
>
7, pOH
<
7. Сумма pH и pOH всегда
равна 14:
pH
+
pOH
=
14.
Насыщенный раствор труднорастворимого соединения, находящегося в
равновесии с твердой фазой, относится к гетерогенным системам.
Труднорастворимыми веществами принято считать многие электролиты –
соли, гидроксиды p
- и d
-металлов, некоторые кислоты (
H
2
SiO
3
, b
-
H
2
SnO
3
и
др.). Так, трудно растворимы галогениды серебра, сульфаты бария и стронция,
52
карбонаты бария и кальция. Сульфиды металлов, за исключением сульфидов
натрия и аммония также характеризуются очень малой растворимостью (см.
табл. п. 5).
Раствор трудно растворимого электролита становится насыщенным при очень малых
концентрациях. Между твердой фазой и раствором электролита устанавливается равновесие,
например:
раствор
насыщенный
фаза
твердая
Cl
Ag
AgCl
-
+
+
«
.
В насыщенном растворе труднорастворимого соединения при данной
температуре согласно закону действующих масс произведение концентраций
его ионов есть величина постоянная и называется произведением
растворимости. Для AgCl
, например, ]
][Cl
[Ag
ПР
AgCl
-
+
=
. В выражении ПР необходимо учитывать стехиометрические
коэффициенты в соответствующем уравнении диссоциации, например:
];
[CrO
]
[Ag
ПР
CrO
2Ag
CrO
Ag
2
4
2
CrO
Ag
2
4
4
2
4
2
-
+
-
+
=
+
«
];
[PO
]
[Ag
ПР
PO
3Ag
PO
Ag
3
4
3
PO
Ag
3
4
4
3
4
3
-
+
-
+
=
+
«
.
]
[S
]
[Ag
ПР
3S
2Ag
S
Ag
3
2
2
S
Ag
2
3
2
3
2
-
+
-
+
=
+
«
Из понятия ПР вытекают условия образования и растворения осадков.
Если произведение концентраций ионов в растворе [K
n+
]
m
[A
m-
]
n
достигает
величины произведения растворимости,[K
n+
]
m
[A
m-
]
n
=
ПР
KmAn
, система
находится в равновесии. Если [
K
n
+
]
m
[
A
m
-
]
n
>
ПР
KmAn
или [
K
n
+
]
m
[
A
m
-
]
n
<
ПР
KmAn
,
система стремится к новому состоянию равновесия, приводящему в первом
случае к выпадению осадка, во втором – к его растворению. Эти процессы
будут происходить до тех пор, пока не будут достигнуты концентрации ионов,
соответствующие величине произведения растворимости. В табл. п. 3.6
приведены величины произведений растворимости некоторых
труднорастворимых веществ.
53
Опыт 1. Исследование электропроводности растворов различных
веществ
Электропроводность растворов зависит от присутствия в них ионов и их
концентрации. В нашем опыте она определяется по наличию свечения нити
лампы накаливания и интенсивности свечения.
Выполнение опыта
. Собрать установку, состоящую из двух
последовательно соединенных угольных электродов, электрической лампочки
и штепсельной вилки. Подготовить три стакана (емкостью 50 мл) с
небольшими количествами (закрыть дно стаканов) соответственно
дистиллированной воды, сахара и поваренной соли. Вставить электроды в
стакан с дистиллированной водой, а вилку в штепсель (рис). Отметить,
загорается ли лампочка, проводит ли вода электрический ток. Затем перенести
электроды сначала в стакан с сахаром, а затем в стакан с солью. Отметить,
проводят ли сухие сахар и соль ток. Далее в стаканы с сахаром и солью
добавить по 20 - 30 мл воды с последующим погружением в них электродов.
Отметить, загорается ли лампочка в обоих случаях. Объяснить наблюдаемые
отличия.
Рис. Установка для наблюдения электропроводности растворов
Повторить опыт с 0,1 н. растворами соляной кислоты, гидроксида натрия,
уксусной кислоты и гидроксида аммония (после каждого опыта промывать
электроды!). Следить за изменением накала нити лампочки и сделать вывод о
степени диссоциации веществ. Вылить раствор гидроксида аммония в стакан с
54
раствором уксусной кислоты, опустить в смесь электроды, отметить изменение
накала лампочки. Объяснить результаты эксперимента.
Результаты наблюдений внести в таблицу:
Вещество
Результаты наблюдений
Выводы
(неэлектролит/слабый
электролит/сильный
электролит)
Наличие
свечения
(да/нет)
Интенсивность
свечения
(слабое/сильное)
Вода
сахар
соль
Р
-
р сахара
Р
-
р соли
Р-р HCl
Р-р NaOH
Р-р NH
4
OH
Р-р CH
3
COOH
Смесь р-ров
NH
4
OH
и
CH
3
COOH
Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации веществ в
растворах от их концентрации
Степень диссоциации электролитов зависит от природы электролита,
температуры и концентрации раствора. Для слабых бинарных электролитов
зависимость от концентрации подчиняется закону разбавления Оствальда:
М
дисс
С
K
α
»
,
то есть, чем более разбавлен раствор, тем больше степень диссоциации и,
соответственно, больше электропроводность раствора. Для подтверждения
этой зависимости провести следующий опыт.
55
Выполнение опыта.
В стакан налить вначале ледяную
(концентрированную) уксусную кислоту, отметить отсутствие тока в системе.
Затем прибавлять постепенно воду и наблюдать отклонение стрелки прибора.
Опыт повторить с серной кислотой, для чего в четыре стакана налить
одинаковые примерно до половины объемы растворов серной кислоты
различной концентрации: в первый – концентрированный, во второй –
разбавленный водой в 25, в третий – в 50, в четвертый – в 250 раз. Собрать
установку, состоящую из источника тока (2 - 4 В), амперметра (3 - 5 А) и
угольных электродов (рис. 6). По очереди определить электропроводность всех
четырех растворов, начиная с наиболее разбавленного. Рис. Установка для сравнения электропроводности растворов Записать результаты опыта в виде таблицы:
Степень
разбавления
раствора серной
кислоты
показания
амперметра,
А
Выводы
Без разбавления
1:25
1:50
1:250
Построить график зависимости электропроводности раствора от
концентрации раствора.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1. Что является количественной характеристикой процесса
электролитической диссоциации?
56
2. Перечислите факторы, влияющие на степень диссоциации.
3. Что показывает изотонический коэффициент и от чего зависит его
величина?
4. Укажите факторы, влияющие на константу диссоциации.
5. Взаимосвязь между степенью и константой диссоциации. Закон
разбавления Оствальда.
6. Охарактеризуйте смысл понятий рН, рОН растворов.
7. Понятие о ПР труднорастворимых веществ.
8.. Определите нормальную концентрацию раствора FeCl
3
, зная, что
концентрация ионов Сl
–
равна 0,195
моль-ион/л и степень диссоциации FeCl
3
равна 65%. Ответ 0,3н
2. рН 1
·
10
-3
н. раствора слабого однокислотного основания равен 9.
Определите константу диссоциации основания. Ответ 1· 10
–7
3. Определите концентрацию ионов Cl
–
в 0,25
н. растворе CaCl
2
, если
степень диссоциации равна 72%. Ответ 0,18 моль/л
4. В 1
·
10
–1
н. растворе слабой одноосновной кислоты HAn концентрация
ионов [H
+
] составляет 1
·
10
-5
моль-ион/л. Определите константу диссоциации
кислоты. Ответ 1·10
–9
5. Рассчитайте, образуется ли осадок при сливании одинаковых объемов
0,001
М растворов CuSO
4
и Na
2
S
, если принять, что соли диссоциированы
нацело и ПР
CuS
=
6
·
10
-36
. Ответ Образуется
57
РАБОТА №7
ГИДРОЛИЗ
Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия вещества с водой.
Процесс гидролиза происходит только в том случае, когда соль образована
хотя бы одним слабым компонентом (основанием и (или) кислотой). В
большинстве случаев - это обратимый процесс. Образование слабого
основания или слабой кислоты сопровождается связыванием одного из ионов,
на которые диссоциирует вода. При этом происходит смещение равновесия
процесса в сторону его усиления и изменение pH
раствора. pH
раствора
обычно определяют с помощью индикаторов. Опыт 1. Гидролиз солей, образованных различными по силе
основанием и кислотой
В зависимости от силы основания и кислоты, образующих соль,
различают следующие случаи гидролиза:
Гидролиз по катиону
характерен для солей, образованных слабым
основанием. В результате гидролиза образуется слабое основание и сильная
кислота. Реакция среды кислая, рН<7:
+
+
+
«
+
H
OH
NH
HOH
NH
4
4
Гидролиз по аниону
характерен для солей, образованных слабой
кислотой. В результате гидролиза образуется слабая кислота и сильное
основание. Реакция среды щелочная, рН>7:
-
-
+
«
+
OH
HCN
HOH
CN
58
Гидролиз по катиону и аниону
характерен для солей, образованных
слабым основанием и слабой кислотой. В результате гидролиза образуется
слабая кислота и слабое основание. COOH
CH
OH
NH
HOH
COOH
CH
NH
3
4
3
4
+
«
+
+
-
+
Реакция среды близка к нейтральной, рН≈7 и определяется сравнением
констант диссоциации кислоты и основания. Реакция среды определяется
сильным компонентом. Если кислота сильнее, реакция среды слабокислая
рН~<7 и наоборот.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 3
–
5 капель 1н
растворов: в одну – хлорида аммония, в другую – ацетата натрия. В обе
пробирки добавить по 2
-
3 капли нейтрального лакмуса и отметить изменение
его окраски (табл. п.
3.4). Определить рН раствора с помощью универсального
индикатора. Написать в ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза
обеих солей. Указать реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза. Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по
силе основанием и кислотой
В зависимости от основности кислоты и кислотности основания,
образующих соль различают следующие формы гидролиза:
Простой гидролиз
характерен для солей, образованных слабым
однокислотным основанием и (или) слабой одноосновной кислотой. При этом
гидролиз обратим и протекает по одной ступени.
Ступенчатый гидролиз
характерен для солей, образованных слабым
многокислотным основанием и (или) слабой многоосновной кислотой. При
этом гидролиз обратим и протекает по нескольким ступеням. В наибольшей
степени гидролиз протекает по первой ступени. Многозарядный катион или
59
анион постепенно присоединяет к себе ОН
-
или Н
+
, образуя основные или
кислые соли.
Гидролиз по катиону:
I
ступень +
+
+
+
«
+
H
FeOH
HOH
Fe
2
3
II
ступень:
+
+
+
+
«
+
H
Fe(OH)
HOH
FeOH
2
2
;
III
ступень: (
)
+
+
+
«
+
H
Fe(OH)
HOH
OH
Fe
3
2
(практически не протекает).
Гидролиз по аниону:
I
ступень: -
-
-
+
«
+
OH
HS
HOH
S
2
;
II
ступень: -
-
+
«
+
OH
S
H
HOH
HS
2
(практически не протекает).
Накапливающиеся в системах ионы H
+
или ОН
-
обеспечивают кислую
или щелочную реакцию среды и сильно смещают процесс диссоциации воды
-
+
+
«
OH
H
O
H
2
влево, что приводит к ослаблению гидролиза по каждой из
последующих ступеней. Гидролиз по последней ступени практически не идет.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 5
–
10 капель 1М
растворов: в одну – карбоната (или сульфида) натрия, в другую – хлорида
(или сульфата) алюминия. В обе пробирки добавить по 2
-
3 капли
нейтрального лакмуса и отметить изменение его окраски (табл. п.
3.4).
Определить рН растворов с помощью универсального индикатора. Написать в
ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза обеих солей. Указать
реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза. Назовите соли,
образующиеся по первой ступени гидролиза в каждом случае.
Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой
летучей кислотой. Полный необратимый гидролиз
Некоторые соли, образованные очень слабым основанием и слабой
летучей кислотой (
Cr
2
S
3
, Al
2
S
3, Cr
2
(
CO
3
)
3
, Fe
2
(
CO
3
)
3
, Al
2
(
CO
3
)
3
и
др.), при
нагревании в присутствии воды подвергаются полному необратимому
60
гидролизу. При этом образуются слабо диссоциирующие основание и кислота.
Оба продукта уходят из сферы реакции в виде осадков и газов. Аналогично
гидролизуются смеси солей, одна из которых образована очень слабым
основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой
летучей кислотой (
Na
2
S
+
CrCl
3
, Na
2
CO
3
+
Al
2
(
SO
4
)
3
и
т.п.). Например:
6NaCl
S
3H
2Al(OH)
O
6H
S
3Na
2AlCl
2
3
2
2
3
+
­
+
¯
=
+
+
.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 5
–
10 капель 1М
растворов: в одну – хлорида или сульфата хрома, в другую – хлорида (или
сульфата) алюминия. В первую пробирку прибавить раствор сульфида натрия,
во вторую - раствор карбоната натрия до выпадения осадков
малорастворимых соединений. Отметить выделение газа. Какие это газы?
Написать уравнения гидролиза смесей солей в молекулярном и ионном
виде. Доказать, что в осадке гидроксиды, а не сульфид хрома или карбонат
алюминия. Для этого слить растворы с полученных осадков, разделить
каждый из осадков на две пробирки, в одну из них добавить раствор щелочи, а
в другую раствор кислоты. Наблюдать растворение осадков во всех
пробирках. Объяснить наблюдаемые процессы. Почему при взаимодействии
растворов этих солей гидролиз протекает практически необратимо? Каков
механизм взаимного усиления гидролиза?
КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ПРОЦЕССА
ГИДРОЛИЗА Степень h
, константа гидролиза K
гидр
и pH
раствора зависят от силы
(константы диссоциации) слабого электролита, от случая гидролиза (по
катиону, аниону, или по катиону и аниону), а также в первых двух случаях от
концентрации раствора:
61
для гидролиза
по катиону
:
;
K
K
K
осн
O
H
гидр
2
=
м
гидр
C
K
h
=
,
)
pK
lg
С
(
2
1
7
pH
осн.
соли
-
-
=
для гидролиза
по аниону
:
;
K
K
K
кисл
O
H
гидр
2
=
)
pK
lg
С
(
2
1
7
pH
к.
соли
-
+
=
.
для гидролиза
по аниону и катиону:
.
K
K
K
K
кисл
осн
O
H
гидр
2
×
=
гидр
K
h
1
h
=
-
.
осн.
ты
к
pK
2
1
pK
2
1
7
pH
-
+
=
-
где О
2
Н
K
– ионное произведение воды (
О
2
Н
K
=10
-14
при
н.у.); K
осн
, K
кисл
–
константы диссоциации соответственно слабого основания и слабой кислоты.
Для ступенчатой формы гидролиза константа и степень гидролиза имеют
определенные значения для каждой ступени. Например, константам гидролиза
трех ступеней для соли, образованной трехосновной слабой кислотой,
соответствуют следующие выражения:
,
K
K
K
;
K
K
K
;
K
K
K
1(кисл.)
O
H
гидр)
(
3
2(кисл.)
O
H
гидр)
(
2
3(кисл.)
O
H
гидр)
(
1
2
2
2
=
=
=
где K
1
(кисл.)
, K
2
(кисл.)
, K
3
(кисл.)
– константы диссоциации слабой кислоты для
соответствующих ступеней диссоциации.
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА
Степень гидролиза h
– отношение числа гидролизованных молекул к
общему числу растворенных молекул, выраженное в процентах. Степень
гидролиза зависит от природы гидролизуемого вещества, концентрации
раствора (для первого и второго случаев) и температуры (см. табл.
п. 3.5).
Для увеличения степени гидролиза следует добавить воды, изменить
соответствующим образом реакцию среды или повысить температуру.
Например, при кипячении раствора FeCl
3
можно довести гидролиз до конца,
до выпадения осадка гидроксида железа Fe
(
OH
)
3
:
­
+
¯
=
+
3HCl
Fe(OH)
O
3H
FeCl
3
кипячение
2
3
.
62
При сильном разбавлении раствора хлорида висмута в результате
гидролиза выделяется осадок хлорида висмутила:
2HCl
BiOCl
O
H
BiCl
2
3
+
¯
=
+
.
При удалении продуктов реакции гидролиз также усиливается.
Изменение реакции среды (при добавлении кислоты, щелочи или соли) может
привести к усилению или ослаблению гидролиза. Например, при введении в
систему +
+
+
«
+
H
OH
NH
HOH
NH
4
4
ионов О
H
–
равновесие сместится вправо, так
как связываются ионы H
+
, освободившиеся в результате гидролиза.
Опыт 4. Влияние природы слабого компонента на степень гидролиза
соли.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 5
–
6 капель 0,5
н.
растворов: в одну – карбоната натрия, в другую – сульфита натрия.
Определить
рН
растворов карбоната натрия и сульфита натрия с помощью
универсального индикатора.
Написать уравнения гидролиза солей в ионном и молекулярном виде и на
основании результатов наблюдений сделать вывод, в каком из двух растворов
относительно больше: 1) степень гидролиза, 2) концентрация ионов ОН
–
, 3) значение рН. Вычислить степень, константу гидролиза и рН в растворах обеих солей,
учитывая, что гидролиз протекает преимущественно по первой ступени.
Сравнить расчетные данные с полученными экспериментально.
Опыт 5. Смещение равновесия гидролиза путем разбавления
раствора и изменения реакции среды.
63
Выполнение опыта.
В пробирку внести 3
–
4 капли раствора хлорида
сурьмы или висмута и добавить такой же объем воды. Отметить образование
осадка. Добавить 1
–
2 капли концентрированной соляной кислоты, после чего
вновь разбавить раствор водой. Записать результаты наблюдений.
Написать уравнение гидролиза хлорида сурьмы или висмута в
молекулярном и ионном виде, учитывая, что гидролиз протекает по 2-й
ступени и при этом образуется малорастворимый хлорид антимонила
(стибила) SbOCl или висмутила BiOCl. Объяснить влияние разбавления
раствора и добавления соляной кислоты.
Аналогичный опыт проделать с раствором хлорида олова (
II
). В этом
случае образуется осадок основной соли SnOHCl
.
Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза солей.
Выполнение опыта.
В пробирку внести 5
–
6 капель раствора хлорида
или сульфата алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия.
Содержимое пробирки нагреть, опустив ее в горячую воду, и отметить
выпадение осадка малорастворимого ацетата дигидроксоалюминия.
Написать уравнения реакций гидролиза без нагревания и при нагревании.
Контрольные задания
.
Задание 1.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
сульфата алюминия и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только
раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия.
Написать соответствующие уравнения реакций. Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в
своем распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка.
Написать соответствующие уравнения реакций.
64
Задание 2.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
сульфата алюминия и ацетата натрия. Имея в своем распоряжении только
раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль натрия.
Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 3.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хлорида аммония и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только
раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль аммония.
Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 4.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
сульфата алюминия и сульфата натрия. Имея в своем распоряжении только
раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия.
Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 5.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
нитрата свинца и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только
растворы лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок
находится соль свинца. Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 6.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
хлорида аммония и хлорида натрия. Имея в своем распоряжении только
раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия.
Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 7.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
сульфата алюминия и сульфида натрия. Имея в своем распоряжении только
растворы лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок
находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.
Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в своем
распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка.
Написать соответствующие уравнения реакций.
65
Задание 8.
Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей
ацетата натрия и нитрата свинца. Имея в своем распоряжении только растворы
лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок находится соль
натрия. Написать соответствующие уравнения реакций. ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1. Какие процессы относятся к реакциям гидролиза?
2. Определите, какие из указанных солей подвергаются гидролизу, и
какая форма гидролиза (простой, ступенчатый, полный) имеет место в каждом
конкретном случае:
а
) K
2
CO
3
,
б
) Na
2
S,
в
) FeCl
3
,
г
) NH
4
NO
2
,
д
) Al
2
S
3
,
е
) KCl.
Напишите ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Определите реакцию среды.
3. Какую реакцию среды имеют растворы следующих солей:
а) NaNO
3
,
б) NH
4
С
NS
,
в) NaCN
,
г) CuSO
4
,
д) NH
4
NO
3
?
Объясните причину и напишите ионные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций. Укажите случай и форму гидролиза.
4. Определите, как сместится равновесие в реакции гидролиза сульфата
хрома при прибавлении: а) кислоты, б) щелочи, в) сульфата натрия,
г) карбоната натрия, д)
хлорида цинка.
5. Объясните понятия константы и степени гидролиза. Какие факторы
влияют на степень гидролиза?
6. Определите, какая из указанных солей гидролизуется в большей
степени:
а) Na
2
S
или Na
2
SO
3
,
г) CuSO
4
или CuSO
3
,
66
б) FeCl
3
или FeCl
2
,
д) NH
4
С
N
или NH
4
С
NS
,
в
) ZnCl
2
или
CdCl
2
,
е
) Na
2
S или
Na
2
CO
3
.
7. Вычислите константу гидролиза фторида калия, определите степень
гидролиза этой соли в 0,01
М растворе и рН раствора. (
K
H
F
=
7
·
10
-4 ).
Ответ: 0,14·10
-10
; 3,7; 4·10
-5
; 7,6.
8. При сливании водных растворов AlCl
3
и Na
2
S
образуется осадок
гидроксида алюминия и выделяется газ. Напишите молекулярное и ионно-
молекулярное уравнения соответствующей реакции. Как доказать, что в
осадке гидроксид алюминия, а не сульфид?
9. Определите соотношение констант и степени гидролиза сульфида
натрия для первой и второй ступеней. Изменением концентрации можно
пренебречь (
(
)
8
S
2
H
1
10
6
K
-
×
=
, (
)
14
HS
2
10
1
K
-
-
×
=
). Ответ: 6·10
6
, 2,45·10
3
.
67
РАБОТА № 8
ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Окислительно–восстановительные реакции (ОВР) – реакции,
протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления
(окислительное число) – заряд атома, вычисленный исходя из условного
предположения, что все связи в молекуле являются ионными.
При определении степени окисления необходимо учитывать, что
алгебраическая сумма окислительных чисел всех атомов, входящих в состав
молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить окислительные
числа кремния и фосфора в соединениях H
2
SiO
3 и K
4
P
2
O
7
:
H
2
+1
Si
x
O
3
–2
K
4
+1
P
2
x
O
7
–2
+2+Х+(–2
*
3)=0
+4+2Х+(–2
*
7)=0
Х=4
Х=5
Степень окисления обозначается арабскими (иногда римскими) цифрами с
предшествующими знаками ²
+
²
или ²
–
²
. Таким же образом, но со знаком
после цифры, обозначаются заряды ионов. Например:
Na
+
, Zn
2+
, Fe
3+
, NO
3
–
, SO
4
2–
, PO
4
3–
(обозначение заряда ионов)
Zn
+2
Cl
2
–
, H
2
+1
S
+6
O
4
–2
, K
2
+1
Cr
2
+6
O
7
–2
(обозначение степени окисления)
Окисление
–
процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:
2
Cl
–
–
2ē
=
Cl
2
;
Fe
2+
–
ē
=
Fe
3+
;
Si
–
4ē
=
Si
+4
При этом степень окисления атома повышается.
Восстановление
–
процесс присоединения электронов атомом, молекулой
или ионом:
Cl
2
0
+
2ē
=
2Cl
–
;
Fe
3+
+
ē
=
Fe
2+
.
68
При этом степень окисления атома понижается. Окисление и восстановление – процессы сопряженные: отдача электронов
всегда сопровождается их присоединением
В реакциях число принятых окислителем и отданных восстановителем
электронов должно быть одинаково.
В методе ионно–электронного баланса учитывается, что отдают и
принимают электроны ионы или молекулы. При этом может изменяться не
только заряд, но и состав частиц.
Например, переходы
NO
2
–
®
NO
3
–
;
MnO
4
–
®
MnO
2
SO
3
2–
®
SO
4
2–
;
P ®
PH
3
и т.п.
сопровождаются потерей или присоединением атомов кислорода или
водорода.
Такие взаимные переходы возможны только с участием частиц среды,
присутствующих в растворах: в кислой среде – Н
+
и Н
2
О, в нейтральной –
Н
2
О, в щелочной – ОН
–
и Н
2
О.
Участие частиц среды в переносе кислорода в ОВР.
рН среды
Акцептор
кислорода
Донор
кислород
Схема
процесса
69
а
рН
<
7
Н
+
Н
2
О
2
Н
+
Н
2
О рН
>
7
Н
2
О
ОН
–
2О Н
–
Н
2
О
рН
=
7
Н
2
О
Н
2
О
Н
2
О
2ОН
–
Н
2
О
2Н
+
Рассмотрим пример реакции, протекающей в кислой среде.
Даны исходные вещества:
KMnO
4
+
Na
2
SO
3
+
H
2
SO
4
®
1. Определяем степени окисления элементов, находим окислитель,
восстановитель и рН среды:
KMn
+7
O
4
–
окислитель (
Mn
находится в высшей степени окисления +7),
Na
2
S
+4
O
3
–
восстановитель (
S
находится в промежуточной степени
окисления, равной +4),
H
2
SO
4
–
среда кислая (рН<7). 2. Записываем левую часть уравнения в виде ионов, учитывая только
ионы, содержащие окислитель и восстановитель, а также ионы,
обеспечивающие реакцию среды:
MnO
4
–
+
SO
3
2–
+
H
+
®
3. Записываем схему возможных полуреакций для процессов окисления
и восстановления: MnO
4
–
®
Mn
2+
(процесс восстановления)
SO
3
2–
®
SO
4
2–
(процесс окисления)
70
4. Составляем полуреакции:
а) уравниваем число атомов элементов и заряды левой и правой частей
полуреакций, используя частицы среды и переходы электронов:
MnO
4
–
+
8H
+
+
5ē
=
Mn
2+
+
4H
2
O
SO
3
2–
+
H
2
O
–
2ē
=
SO
4
2–
+
2H
+
в) находим коэффициенты:
2
MnO
4
–
+
8H
+
+
5ē
=
Mn
2+
+
4H
2
O
5
SO
3
2–
+
H
2
O
–
2ē
=
SO
4
2–
+
2H
+
5. Суммируем две полуреакции с учетом коэффициентов и получаем
сокращенное ионное уравнение:
2MnO
4
–
+
16H
+
+
5SO
3
2–
+
5H
2
O
=
2Mn
2+
+
8H
2
O
+
5SO
4
2–
+
10H
+
Сокращаем подобные члены:
2
MnO
4
–
+
6
H
+
+
5
SO
3
2–
=
2
Mn
2+
+
3
H
2
O
+
5
SO
4
2–
6. Дописываем ионы, не принимающие участие в окислительно–
восстановительном процессе, с учетом компенсации заряда:
7
. Составляем
молекулярное
уравнение
реакции
:
2KMnO
4
+
3H
2
SO
4
+
5Na
2
SO
3
=
2MnSO
4
+
5Na
2
SO
4
+
K
2
SO
4
+
3H
2
O
В качестве примеров рассмотрим еще две реакции, протекающие в
нейтральной и щелочной средах.
Реакция взаимодействия манганата калия с водой (нейтральная среда):
K
2
MnO
4
+
H
2
O
®
KMnO
4
+
MnO
2
+
KOH
Ион MnO
4
2–
, содержащий М
n
+6
в промежуточной степени окисления,
может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя.
71
Молекулярное уравнение реакции:
3
K
2
MnO
4
+
2
H
2
O
=
2
KMnO
4
+
MnO
2
+
4
KOH
Реакция взаимодействия кремния с пероксидом водорода в щелочной
среде:
Si
+
H
2
O
2
+
KOH
®
K
2
SiO
3
+
H
2
O
Молекулярное уравнение реакции:
Si
+
2
KOH
+
2
H
2
O
2
=
K
2
SiO
3
+
3
H
2
O
Опыт 1. Сравнительная характеристика окислительных свойств
галогенов и восстановительной способности галогенидов
Галогены в свободном состоянии являются типичными окислителями.
Снизу вверх по группе в соответствии с электроотрицательностью их
окислительная активность усиливается ¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¬
свойств
ных
окислитель
усиление
I
Br
Cl
F
2
2
2
2
72
Однако, каждый из них, за исключением фтора, может быть окислен более
сильным окислителем: йод можно окислить бромом и хлором, бром можно
окислить хлором, но нельзя – йодом.
Галогенид - ионы содержат элементы в низшей степени окисления и в
ОВР могут быть только восстановителями. Их восстановительная активность
повышается сверху вниз по группе.
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
¾
®
¾
-
-
-
свойств
тельных
восстанови
усиление
I
Br
Cl
Окисление галогенид-ионов -
Г
происходит в разных средах в
соответствии со схемой:
H
+
, H
2
O
Г
2
Г
-
OH
-
Г
O
3
-
Галогены лучше растворяются в неполярных органических растворителях
(бензоле, четыреххлористом углероде), поэтому реакции, сопровождающиеся
выделением свободных галогенов, проводят в присутствии органических
растворителей.
Опыт 1
а). Взаимодействие хлора с бромидами и иодидами.
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 3
–
4 капли растворов:
в одну – бромида калия, в другую – иодида калия. В обе пробирки добавить по
5
–
7 капель хлорной воды. Отметить признаки течения реакции (изменение
окраски растворов, выпадение осадка). К содержимому пробирок добавить по
3
–
4 капли бензола или четыреххлористого углерода и тщательно
перемешать. Отметить распределение окрашенного вещества между водным
слоем и слоем органического растворителя.
73
Написать уравнения соответствующих реакций взаимодействия хлора с
бромидом и иодидом калия. Выделение каких веществ обусловливает
изменение окраски растворов? Сравнить растворимость свободных галогенов
в воде и органическом растворителе и соответствие правилу: «подобное
растворяется в подобном». Какую функцию выполняют хлор, бромид – и
иодид–ионы в окислительно–восстановительных процессах?
Опыт 1
б). Взаимодействие брома с хлоридами и иодидами.
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по 3
–
4 капли растворов:
в одну – хлорида натрия, в другую – иодида калия. В обе пробирки добавить
по 3
–
4 капли бромной воды (избегать избытка бромной воды) и такое же
количество бензола или четыреххлористого углерода. Содержимое пробирок
встряхнуть. Отметить признаки течения реакций. Почему не происходит
обесцвечивание брома в первой пробирке? Написать уравнение реакции,
протекающей во второй пробирке. Указать роль брома в окислительно–
восстановительном процессе. Будут ли протекать реакции при действии на
йод хлоридов, бромидов? Объяснить взаимное поведение галогенов путем
сравнения энергий сродства к электрону и значений их
электроотрицательностей.
Выписать галогены в порядке возрастания их окислительной активности.
Опыт 1
в). Взаимодействие йода с сероводородной и хлорной водой.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 2 капли йодной воды. В
одну пробирку добавить 3 капли хлорной воды, в другую – 3 капли
сероводородной воды. Наблюдать в обоих случаях обесцвечивание йода, а во
второй пробирке – одновременное выпадение осадка серы.
Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в
результате реакции йода с хлором в присутствии воды образуется HIO
3
.
Какую роль выполняет йод в обеих реакциях?
74
Опыт 2. Окислительно–восстановительные свойства соединений,
содержащих элементы в различных степенях окисления.
Ионы или молекулы, содержащие элементы в
высшей степени
окисления,
способны только принимать электроны, поэтому они выполняют
функцию только окислителей
; в низшей степени
окисления - могут только
отдавать электроны, т.е. выполняют функцию только восстановителей
; а в
промежуточной степени
окисления могут выполнять функцию как
восстановителей, так и окислителей
в зависимости от условий проведения реакции,
например:
N
–3
H
3
N
2
0
N
+3
O
2
–
N
+5
O
3
–
только восстановитель
и окислители, и восстановители
только окислитель
Так, H
2
S
и N
H
3
– восстановители, H
2
SO
4
и HNO
3
– окислители, H
2
O
2
,
H
2
SO
3
, HNO
2
и их соли – и окислители, и восстановители.
Опыт 2а). Взаимодействие соединений, содержащих серу в различных
степенях окисления, с перманганатом калия.
Для серы характерны степени окисления –2, 0, +4, +6. В низшей степени
окисления она образует соединения с водородом H
2
S
и металлами (сульфиды),
которые являются типичными восстановителями, окисляясь до S
0
. В высшей
степени окисления она образует оксид SO
3
и серную кислоту H
2
SO
4
–
типичные окислители. И, наконец, свободная сера и сульфиты, содержащие
серу в промежуточных степенях окисления, могут быть как
75
восстановителями, так и окислителями. При этом сера повышает и понижает
свою степень окисления до ближайших устойчивых состояний.
Перманганат калия KMnO
4
содержит марганец в высшей степени
окисления и является сильным окислителем .
Выполнение опыта.
В три пробирки внести по 3 капли раствора
перманганата калия KMnO
4
и 2
н. раствора серной кислоты (среда). В одну
пробирку прибавить 3 капли свежеприготовленной сероводородной воды, во
вторую – несколько кристалликов сульфита натрия, в третью – 3 капли
концентрированной серной кислоты (
r
=
1,84
г/см
3
). Отметить, в каких
пробирках произошло обесцвечивание раствора.
Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион MnO
4
–
в кислой среде восстанавливается до бесцветного иона Mn
2+
. Какую роль
выполняли соединения серы (
S
2–
и SO
3
2–
) в проведенных реакциях? Почему в
одной из пробирок не произошло обесцвечивание раствора?
Опыт 2б). Взаимодействие соединений, содержащих серу в различных
степенях окисления, с иодидом калия.
Иодид калия содержит атомы йода в низшей степени окисления и является
сильным восстановителем, окисляясь до свободного йода, окрашивающего
раствор в желто-бурый цвет.
Выполнение опыта.
Опыт провести аналогично предыдущему, но вместо
раствора перманганата калия добавить раствор иодида калия. Отметить, в
каких пробирках появилась окраска, обусловленная выделением свободного
йода. Для доказательства присутствия I
2
прибавить к растворам по 2
–
3 капли
свежеприготовленного раствора крахмального клейстера и наблюдать его
посинение. Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион I
–
переходит в I
2
. Какую роль выполняют соединения серы (SO
3
2–
и SO
4
2–
) в
проведенных реакциях? Почему в пробирке с сероводородной водой не
76
произошло выделение йода? Сделать общий вывод об изменении
окислительно–восстановительных свойств серы с изменением ее степени
окисления
.
Опыт 3. Окислительно–восстановительные свойства пероксида водорода.
Пероксид водорода, содержащий атомы кислорода в промежуточной
степени окисления -1, может быть и окислителем и восстановителем. Будучи
окислителем, кислород восстанавливается до степени окисления –2, образуя
воду H2O или гидроксо- группу OH– (в щелочной среде). Будучи
восстановителем он окисляется до свободного состояния О2.
Опыт 3а). Окислительные свойства пероксида водорода в щелочной среде.
Выполнение опыта
. В пробирку поместить 5 капель раствора сульфата
хрома (
III
),: добавить 2 н. раствор гидроксида натрия до полного растворения
выпавшего в осадок гидроксида хрома(
III
). Отметить цвет полученного
раствора. Образовавшийся раствор хромита натрия NaCrO
2
поместить в две
пробирки. Одну оставить в качестве контрольной. В другую пробирку
добавить по каплям 30%-ный раствор пероксида водорода до перехода
зеленой окраски хромит-иона CrO
2
–
в желтую окраску, обусловленную
образованием хромат–иона CrO
4
2–
.
Написать уравнение соответствующей реакции. Какую роль выполняет
пероксид водорода в данной реакции?
Опыт 3б). Окислительно – восстановительная двойственность пероксида
водорода в кислой среде.
В качестве окислителя используем KMnO
4
, в качестве
восстановителя – KI.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 2
–
3 капли растворов: в
77
первую – перманганата калия KMnO4, во вторую – иодида калия KI, затем в
обе пробирки добавить по 2
–
3 капли 2 н. раствора серной кислоты и по 3
–
5
капель пероксида водорода. Отметить выделение газа и обесцвечивание
раствора в первой пробирке, и появление окрашивания во второй. Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион MnO
4
–
восстанавливается до иона Mn
2+
, а ион I
–
окисляется до I
2
. Какую роль
выполняет пероксид водорода в каждой из реакций?
Опыт 4. Факторы, влияющие на протекание ОВР.
Протекание ОВР (возможность протекания, скорость протекания и продукты
реакций) находятся в зависимости от следующих факторов: природа
взаимодействующих веществ, концентрация раствора, температура, реакция
среды, присутствие катализатора.
Опыт 4а. Влияние природы металла на процесс взаимодействия
металлов с водными растворами щелочей. Взаимодействие металлов с растворами щелочей зависит от природы
металла. Металлы, гидроксиды которых имеют амфотерный характер,
способны вытеснять водород из воды в присутствии растворов сильных
щелочей. Реакция идет в две стадии: вначале металл окисляется водой до
оксида или гидроксида, который далее взаимодействует со щелочью с
образованием соответствующей соли.
Выполнение опыта. В три пробирки поместить по 1
–
2 кусочка
металлов: в первую – цинка, во вторую – железа, в третью – алюминия и
прибавить по 5
–
7 капель 10%
-
ного раствора едкого натра. Дать содержимому
пробирок постоять 2
–
3 минуты. Отметить выделение газа в первой и третьей
пробирках.
78
Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая что
окислителем является вода и при этом восстанавливается водород. Сравнить
восстановительную активность металлов, способных к выделению водорода
из воды и растворов кислот. В какой среде их восстановительная активность
больше?
Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления
цинка серной кислотой
Продукты реакции окисления металлов серной кислотой зависят как от
природы металла (положения в ряду напряжений), так и от концентрации
раствора кислоты. Серная кислота проявляет окислительные свойства как за
счет ионов Н
+
(в разбавленных растворах), так и за счет ионов SO
4
2–
,
содержащих атомы серы в высших степенях окисления. В первом случае
происходит выделение Н
2
в свободном состоянии, во втором – в зависимости
от активности восстановителя могут выделяться SO
2
, S
0
, H
2
S
. Цинк является
активным восстановителем и окисляется кислотами до Zn
2+
.
Выполнение опыта.
В две пробирки поместить по кусочку цинка и добавить
в одну пробирку 5
–
7 капель 2н раствора серной кислоты, в другую – столько
же концентрированной серной кислоты. Отметить выделение газа в обеих
пробирках. Какой газ выделяется? Осторожно подогреть пробирки. В одной
из пробирок отметить образование осадка свободной серы. Написать
уравнения соответствующих реакций и указать роль цинка в окислительно–
восстановительных реакциях.
Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной
кислотой
Медь относится к неактивным металлам, стоит в ряду напряжений правее
водорода и окисляется только азотной и концентрированной серной
79
кислотами. Азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства за
счет ионов NO
3
–
, содержащих атомы азота в высшей степени окисления и
окисляет все металлы, кроме золота, платины и металлов платиновой группы.
При этом в зависимости от активности восстановителя и концентрации
раствора кислоты могут выделяться NO
2
(бурый газ), NO
(бесцветный газ,
окисляющийся кислородом воздуха до NO
2
), N
2
, NH
3
(бесцветный газ с резким
запахом). Выполнение
опыта.
В две пробирки поместить по кусочку меди и добавить в одну
пробирку 5
–
8 капель 2н раствора азотной кислоты, в другую – столько же
концентрированной азотной кислоты. Осторожно подогреть пробирки.
Отметить выделение газов, их окраску и изменение цвета раствора в обеих
пробирках. Какой газ выделяется в каждой из пробирок? Написать уравнения
соответствующих реакций и указать роль меди в окислительно–
восстановительных реакциях.
Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–
восстановительных реакций.
В зависимости от среды может измениться характер протекания процесса
между одними и теми же веществами. Известно, например, что перманганат–
ион является сильным окислителем, но его окислительные свойства зависят от
pH
среды. Наибольшую окислительную активность перманганат- ион
(MnO
4
–
) проявляет в кислой среде, восстанавливаясь до Mn
2+
. Меньшую – в
нейтральной или слабощелочной средах, восстанавливаясь до Mn
+4
(MnO
2
).
Наименьшую – в сильнощелочной, восстанавливаясь до Mn
+6
(MnO
4
2–
). 80
Выполнение опыта
. В три пробирки внести по 3
–
4 капли раствора
перманганата калия и добавить по 2
–
3 капли: в первую – 2
н. раствора
серной кислоты, во вторую – воды, в третью – 2
н. раствора щелочи. Во все
три пробирки внести по микрошпателю кристаллического сульфита натрия и
перемешать растворы до полного растворения кристаллов. Через 1
–
2 мин.
отметить обесцвечивание раствора в первой пробирке, выпадение бурого
осадка во второй и быстро исчезающую зеленую окраску раствора в третьей.
Написать уравнения соответствующих реакций восстановления
перманганата калия. При этом необходимо учесть, что перманганат- ион
(MnO
4
–
)
в кислой среде переходит в Mn
2+
, в нейтральной – в MnO
2
, а в
щелочной – в MnO
4
2–
. Сульфит-ион окисляется до сульфат-иона.
Типы ОВР
─ Реакции межмолекулярного окисления–восстановления (окислитель и
восстановитель – различные вещества):
─ Реакции внутримолекулярного окисления–восстановления:
81
(Атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле.)
─ Реакции самоокисления–самовосстановления или диспропорциони
ро
ва
-
ния (один и тот же элемент и понижает, и повышает свою степень окисления –
сам себя окисляет и сам себя восстанавливает):
2
K
2
Mn
+6
O
4
+
2H
2
O
=
2KMn
+7
O
4
+
Mn
+4
O
2
+
4KOH
Опыт 8. Каталитическое диспропорционирование пероксида
водорода.
Пероксид водорода при нормальных условиях медленно разлагается
(диспропорционирует) на свободный кислород и воду.
2H
2
O
2
= O
2
+ 2H
2
O
Реакция замедляется при отсутствии освещения (в темноте) и ускоряется
в присутствии диоксида марганца (MnO
2
).
Выполнение опыта.
В пробирку внести 3 - 5 капель 10%-ного раствора
пероксида водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного
разложения пероксида водорода не наблюдается. К раствору пероксида
водорода добавить несколько крупинок диоксида марганца. Отметить
выделение пузырьков газа. Поднести к отверстию пробирки тлеющую
лучинку. Какой газ выделяется?
Сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.
Опыт 9. Реакция внутримолекулярного окисления–восстановления
перманганата калия.
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 1
–
2 микрошпателя
перманганата калия и осторожно нагреть на небольшом пламени горелки. К
отверстию пробирки поднести заранее приготовленную тлеющую лучинку.
Какой газ выделится? После прекращения выделения газа дать пробирке
остыть, и затем ее содержимое растворить в 6
–
8 каплях воды, перемешивая
82
стеклянной палочкой. Отметить зеленую окраску полученного раствора
манганата. Дать раствору постоять 3
–
5 минут. Отметить помутнение
раствора, сопровождающееся образованием осадка бурого цвета (
MnO
2
) и
раствора розовой окраски.
Написать уравнения соответствующих реакций разложения перманганата
калия на манганат калия и кислород, а также диспропорционирования
манганата калия (
K
2
MnO
4
) с образованием MnO
2
и KMnO
4
. Добавлением
раствора серной кислоты процесс разложения манганата калия можно
ускорить. Почему?
Опыт 10. Реакция диспропорционирования иода в щелочной среде.
Выполнение опыта. В пробирку поместить 1
–
2 кристаллика йода, 3
–
5
капель раствора едкого натра и нагреть. Отметить обесцвечивание
раствора. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом
окисления йода в щелочной среде является иодат натрия NaIO
3
. К
охлажденному раствору прибавить по каплям разбавленный раствор серной
кислоты для создания слабокислой среды. Что происходит? Можно ли
обратный процесс назвать диспропорциони
рованием?
Опыт 10. Реакция межмолекулярного окисления восстановления
между иодидом и иодатом калия.
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 2-3 капли раствора иодида
калия K
I, добавить столько же раствора серной кислоты и 3-4 капли раствора
иодата калия K
IO
3
. Отметить появление красно-бурого окрашивания раствора,
обусловленное выделением свободного йода. К раствору добавить 2-3 капли
83
бензола. Наблюдать экстрагирование йода бензолом и интенсивное
окрашивание бензольного кольца.
Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления I
–
и
восстановления IO
3
–
является свободный йод I
2
.
Контрольные задания
Задание 1.
Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата
калия KMnO
4
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
калия и сульфита натрия, доказать окислительные свойства перманганата
калия. Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 2.
Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата
калия KMnO
4
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
и нитрита калия, определить, в какой из пробирок находится нитрат калия.
Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 3.
Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата
калия KMnO
4
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
калия и иодида калия, доказать окислительные свойства перманганата калия.
Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 4.
Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата
калия KMnO
4
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
калия и сульфида натрия, определить, в какой из пробирок находится нитрат
калия. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 5.
Получить у преподавателя пробирку с раствором бихромата
калия K
2
Cr
2
O
7
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
калия и сульфита натрия, доказать окислительные свойства бихромата калия
K
2
Cr
2
O
7. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 6.
Получить у преподавателя пробирку с раствором бихромата
калия K
2
Cr
2
O
7
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата
84
и нитрита калия, определить, в какой из пробирок находится нитрит калия.
Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 7.
Получить у преподавателя пробирку с раствором иодида калия
KI
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, бихромата калия
K
2
Cr
2
O
7
и сульфида натрия, доказать восстановительные свойства иодида
калия. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 8.
Получить у преподавателя пробирку с растворами сульфата и
сульфита калия. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, и
перманганата калия KMnO
4
калия, определить, в какой из пробирок находится
сульфит калия. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 9.
Получить у преподавателя пробирки с растворами иодида KI
и
нитрата калия KNO
3
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты и
бихромата калия K
2
Cr
2
O
7
, определить, в какой из пробирок находится иодид
калия. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 10.
Получить у преподавателя пробирку с раствором
перманганата калия KMnO
4
. Имея в своем распоряжении растворы серной
кислоты, сульфата и сульфида натрия, доказать окислительные свойства
перманганата калия. Написать соответствующие уравнения реакций.
Задание 11.
Получить у преподавателя пробирку с раствором пероксида
водорода Н
2
O
2
. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты,
перманганата и иодида калия, определить, какую роль играет пероксид
водорода в каждой из реакций. Написать соответствующее уравнение реакции.
Задание 12.
Получить у преподавателя пробирку с растворами пероксида
водорода Н
2
O
2
и иодида калия. Имея в своем распоряжении растворы серной
кислоты и перманганата калия KMnO
4 определить, в какой из пробирок
находится пероксид водорода. Написать соответствующие уравнения реакции.
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ.
85
1. Какие реакции называются окислительно–восстановительными (ОВР)?
2. Определите степень окисления хрома в следующих соединениях:
Cr
2
O
3
; K
2
CrO
4
; Na
2
Cr
2
O
7
; Cr
2
(SO
4
); Na
3
[Cr(OH)
6
]; (NH
4
)
2
Cr
2
O
7
.
3. В каких из приведенных процессов происходит окисление, а в каких –
восстановление азота, как при этом изменяется его степень окисления
:
NO
3
–
®
NO; NO
2
–
®
NO
3
–
; NH
4
+
®
N
2
4. Какие из следующих реакций относятся к ОВР:
а) NH
4
Cl
=
NH
3
+
HCl
б
) 4P
+
3KOH
+
3H
2
O
=
PH
3
+
3KH
2
PO
2
в) NH
4
NO
3
=
N
2
O
+
2H
2
O
г
) 3Ge
+
4HNO
3
=
3GeO
2
+
4NO
+
2H
2
O
д) H
2
+
Br
2
=
2NBr
е
) H
3
BO
3
+
4NF
=
H[BF
4
]
+
3H
2
O
ж
)SiCl
4
+
2H
2
O
=
SiO
2
+
4HCl
з
) K
3
PO
4
+
2H
2
O
=
KH
2
PO
4
+
2KOH
и) GeO
2
+
H
2
O
=
H
2
GeO
3
к
) (NH
4
)
2
Cr
2
O
7
Cr
2
O
3
+
N
2
+
4H
2
O
5. Какие из следующих ионов могут выполнять функции восстановителей,
а какие – окислителей:
Sn
2+
; I
–
; WO
4
2–
; ClO
3
–
; NO
3
–
; Au
3+
; S
2–
; FeO
4
2–
; Fe
2+
?
6. Какие из перечисленных веществ и за счет каких элементов проявляют
окислительно–восстановительную двойственность: HI
; Na
2
SO
3
; Mg
; K
2
MnO
4
;
PH
3
; CO
; K
2
Cr
2
O
7
?
7. Расположите ионы Se
2–
, Te
2–
, S
2–
в порядке возрастания их
восстановительной активности.
8. Расположите атомы Se, Te, S
в порядке возрастания их окислительной
активности. Какую роль могут выполнять неметаллы в ОВР?
9. К какому типу относятся следующие ОВР:
а
) 2KMnO
4
+
3MnSO
4
+
2H
2
O
=
5MnO
2
+
K
2
SO
4
+
2H
2
SO
4
б
) 2H
2
O
2
=
2H
2
O
+
O
2
в) 3S
+
6KOH
=
K
2
SO
3
+
K
2
S
+
3H
2
O
г
) 4P
+
3KOH
+
3H
2
O
=
PH
3
+
3KH
2
PO
2
д
) 2K
4
[Fe(CN)
6
]
+
Br
2
=
2KBr
+
2K
3
[Fe(CN)
6
]
е
) (NH
4
)
2
Cr
2
O
7
N
2
+
Cr
2
O
3
+
4H
2
O?
86
10. Какие факторы влияют на протекание ОВР?
11. Какую роль выполняют металлы в ОВР?
12. Используя ионно–электронный метод, закончите следующие ОВР,
применяемые для травления металлических пленок, полупроводников и т.п.:
а
)
Cu
+
CrO
3
+
H
2
SO
4
®
Cu
2+
+
Cr
3+
б
)
Ag
+
H
2
O
2
+
NH
4
OH
®
[Ag(NH
3
)
2
]
+
в
)
Ti
+
HF
+
HNO
3
®
[TiF
6
]
2–
+NO
г
)
Au
+
KBr
+
Br
2
®
[AuBr
4
]
–
д
)
Cr
+
KMnO
4
+
KOH
®
[Cr(OH)
6
]
3–
+ MnO
4
2–
е
)
Si
+
HF
+
HNO
3
®
[SiF
6
]
2–
+NO
ж
)
Cr
2
O
3
+
KOH
+
KClO
3
®
CrO
4
2–
+
Cl
–
з
)
Nb
+
HNO
3
+
NH
4
F
®
[NbF
7
]
2–
+
NO
и
)
PbS
+
H
2
O
2
®
PbSO
4
к
)
Mo
+
K
3
[Fe(CN)
6
]
+
KOH
®
MoO
4
2–
+
[Fe(CN)
6
]
4–
л
)
Al
+
H
2
O
2
+
HCl
®
Al
3+
м
)
Ag
+
CrO
3
+
H
2
SO
4
®
Ag
+
+
Cr
3+
н
)
As
2
S
3
+
HNO
3
+
H
2
O
®
H
3
AsO
4
+H
2
SO
4
+
NO.
87
РАБОТА № 9
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Химические источники тока.
Опыт 1. Изготовление гальванического элемента и расчет его ЭДС.
Гальванические элементы – это химические источники тока. Они состоят
из двух электродов первого рода (металлов, опущенных в растворы
собственных солей), соединенных во внешней и внутренней цепях.
Рассмотрим элемент, состоящий из металлического цинка, погруженного в
0,1
М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в
0,02
М раствор нитрата свинца. Схема рассматриваемого гальванического
элемента :
(–) Zn
|
Zn
(
NO
3
)
2
(0,1
M
)
||
Pb
(
NO
3
)
2
(0,02
M
)
|
Pb
(+)
анод катод
Поскольку цинк стоит левее в ряду напряжений и является более
активным металлом, он окисляется Zn
– 2
e
=
Zn
2+
, т.е. этот электрод он является анодом
.
На свинцовом электроде (
j
Pb
>
j
Zn
) происходит восстановление ионов
Pb
2+
+
2e
=
Pb, т.е. он служит катодом. За счет протекания окислительно-
восстановительной реакции возникает электрический ток. Если во внешнюю
цепь включить вольтметр, то он покажет определенную разность
потенциалов.
ЭДС гальванического элемента рассчитывается как разность электродных
потенциалов катода и анода:
Ε
г.э.
= j
катода
– j
анода
Чтобы определить ЭДС гальванического элемента, необходимо вычислить
электродные потенциалы катода и анода. Для этого в табл. П3.7 находим
88
значения стандартных электродных потенциалов систем: φ
0
Zn
2+/
Zn
= – 0,76
B
и
φ
0
Pb
2+/
Pb
= –0,13
В, затем рассчитываем значения j
по уравнению Нернста:
В;
0,79
1)
(
0,030
0,76
0,1
lg
2
0,059
0,76
/Zn
Zn
2
φ
-
=
-
×
+
-
=
+
-
=
+
В
0,18
1,7)
(
0,030
0,13
0,02
lg
2
0,059
0,13
φ
/Pb
Pb
2
-
=
-
×
+
-
=
+
-
=
+
Находим ЭДС элемента
:
В.
0,61
0,79)
(
0,18
Е
/Zn
Zn
/Pb
Pb
2
2
φ
φ
=
-
-
-
=
-
=
+
+
Выполнение опыта.
Собрать гальванический элемент в соответствии со
схемой
Zn
|
ZnSO
4 ||
CuSO
4 |
Cu
Для этого налить в два стаканчика (рис.) 1М растворы солей: в один сульфата
цинка, в другой – сульфата меди, опустить пластинки Zn
в ZnSO
4
и Cu
в
CuSO
4
.
Растворы соединить электролитическим мостиком, наполненным
раствором NaCl
в агар-агаре. Обе пластины соединить тонким проводником с
гальванометром. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра.
Записать схемы протекающих процессов, данные гальванометра и
нарисовать гальванический элемент. Что произойдет, если убрать
электролитический мостик? Объяснить происходящие явления.
Рассчитать ЭДС гальванических элементов:
1) Zn |
1M ZnSO
4 ||
0,01M АgNO
3 |
Ag;
2) Zn |
0,1M ZnSO
4 ||
1M CuSO
4 |
Cu;
3) Zn |
1M ZnSO
4 ||
0,01M ZnSO
4 |
Zn.
89
Рис 8. Гальванический элемент:
1 – стаканчики с растворами ZnSO
4
и CuSO
4
;
2 – подставка под прибор;
3 – гальванический (электролитический) мостик;
4 – гальванометр.
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.
Если в месте контакта двух металлов появляется электролит, возникает
гальваническая пара, являющаяся причиной коррозии. Рассмотрим коррозию
оцинкованного железа в кислой среде. Схема возникающей пары: Fe
/
HCl
/
Zn
.Цинк, как более активный металл, окисляется и является анодом, а
железо – катодом. Следовательно, тип покрытия – анодное. Происходящие
процессы на аноде: Zn
– 2
e
=
Zn
2+ на железном катоде: 2
H
+
+2
e
= H
2
Если покрытие выполнено из менее активного металла – покрытие
катодное и при его нарушении происходит разрушение покрываемого
металла. Рассмотрим коррозию в нейтральной среде никеля в контакте с
серебром. Возникает гальваническая пара Ni
/ H
2
O
/
Ag
. Никель, как более
активный металл окисляется Ni
– 2
e
=
Ni
2+ и является анодом. На
серебряном катоде происходит процесс восстановления воды с выделением
водорода: 2Н
2
О + 2
e
= Н
2
+ 2ОН
– . Суммарный процесс: Ni
+ 2 Н
2
О = Ni
(ОН)
2 + Н
2 ↑
90
Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на течение
химических процессов.
Выполнение опыта.
В три пробирки поместить по кусочку цинка и
добавить по 5
–
6 капель 2
н. раствора серной кислоты. Наблюдать медленное
выделение водорода на поверхности цинка.
Первую пробирку оставить в качестве контрольной. Во вторую пробирку
внести 2
–
3 капли 2
н. раствора CuSO
4
. Как изменилось течение процесса?
Учесть, что в процессе химической реакции на поверхности цинка осаждается
медь. В третью пробирку внести медную проволоку и привести в контакт с
кусочком цинка. Как изменилось течение процесса? Где выделяется водород?
Объяснить, почему возросла скорость выделения водорода во второй и
третьей пробирках по сравнению с первой? Написать схемы происходящих
электродных процессов и схемы гальванических пар.
Опыт 3. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
В случае контакта с менее активным металлом железо может выступать в
качестве анода и при нарушении покрытия окисляться, посылая в раствор
ионы Fe
2+
(Fe -2ē = Fe
2+).
В случае же контакта с более активным металлом
железо может выступать в качестве катода и при нарушении покрытия на нем
будет восстанавливаться водород из Н+ (в кислых средах) 2Н+ + 2ē = Н2 или
из воды (в нейтральной среде) ) 2Н
2
О + 2ē = Н
2
+ 2ОН
-
. Таким образом, в тех
случаях, когда железо выступает в роли анода в растворе можно обнаружить
присутствие ионов Fe
2+.
Реактивом на ион Fe
2+
является раствор гексациано-
III-феррата калия K
3
[Fe(CN)
6
], образующий с ионами Fe
2+
осадок
комплексного соединения Fe 3
[Fe(CN)
6
]
2
синего цвета:
3
Fe
2+
+
2
[Fe(CN)
6
]
3–
=
Fe
3
[Fe(CN)
6
]
2
.
91
Выполнение опыта.
В две пробирки налить на 1/3 их объема
дистиллированную воду и добавить по 2
–
3 капли растворов 2
н. серной
кислоты и гексациано-
III
-феррата калия K
3
[
Fe
(
CN
)
6
] (реактив на ионы Fe
2+
). В
одну пробирку опустить пластину оцинкованного железа, в другую –
луженого (покрытого оловом) железа. В какой пробирке наблюдается
появление синей окраски раствора, указывающее на присутствие ионов Fe
2+
?
Почему в другой пробирке отсутствует этот эффект?
Написать схемы образующихся гальванических пар и схемы протекающих
электродных процессов в обоих случаях. Указать типы покрытий. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ
Электролиз
– это процесс, в котором химические реакции происходят под
действием электрического тока. Для того чтобы осуществить этот процесс,
необходим электролит, т.е. среда, проводящая электрический ток.
Электролитами являются растворы солей, кислот и оснований, а также
расплавы солей, щелочей (проводники второго рода).
Электролиз проводят в устройствах, которые называют электролизерами
(электролитической ячейкой, или электролитической ванной). В электролит
помещают два электрода, соединенных металлическими проводниками с
полюсами внешнего источника тока. Электрод, соединенный с
положительным полюсом источника тока, называется анодом, с
отрицательным – катодом. У катода положительные ионы, принимая
электроны от внешнего источника тока, восстанавливаются, например,
М
g
2+
+
2ē
=
Мg
0
. На аноде анионы отдают свои электроны, т.е. окисляются,
например: 2С1
–
–
2ē
=
С1
2
. Такие процессы протекают при электролизе
расплава МgС1
2
.
92
При электролизе водных растворов на катоде могут происходить
следующие процессы восстановления:
1) катионов металлов: С
u
2+
+
2ē
®
Сu
0
, Fе
3+
+
1ē
®
Fе
2+
;
2) ионов водорода:
а) в кислых растворах: 2Н
+
+
2ē
®
Н
2
;
б) в нейтральных растворах: 2Н
2
О
+
2ē
®
Н
2
+
2ОН
–
.
Очередность протекания определяется величиной электродного
потенциала. В первую очередь протекают процессы с максимальным
потенциалом (см. таблицу электродных потенциалов). Потенциал
водородного электрода в соответствии с уравнением Нернста равен
j
2
H
+
/
H
2
=
–
0,059 .
рН. Следовательно, разряд водорода на катоде из воды (при
рН
=
7) должен происходить при потенциале j
=
(–0,059)
.
7
=
–0,413
В. В
связи с этим если раствор содержит несколько различных положительных
ионов, то при постепенном увеличении ЭДС на катоде в первую очередь
будет выделяться металл с самым высоким положительным потенциалом.
Например, если электролизу подвергают раствор, содержащий ионы Аg
+
(
j
0
=
+0,80 В) и Сu
2+
(
j
0
=
+0,34 В), то на катоде сначала выделяется серебро и
лишь после того, как ионы Аg
+
практически полностью исчезнут из раствора,
катодный потенциал возрастет, и начинает выделяться медь. При электролизе растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжений
левее Al
, на катоде выделяется Н
2
из воды: 2Н
2
О
+
2ē
®
Н
2
+
2ОН
–
; при
электролизе растворов солей металлов, стоящих между Al и Н, происходит
совместное выделение Н
2
и металла. Металлы, стоящие правее H, легко
восстанавливаются из водных растворов:
Cs
+
…Na
+
…Al
3+
Mn
2+
…Zn
2+
…Ni
2+
…Sn
2+
…
H
+
Cu
2+
…Ag
+
…Au
3+
Выделяется Н
2
Выделяется Н
2
и Ме
Выделяется Ме
93
При электролизе водных растворов на аноде возможны следующие
процессы окисления:
1)
анионов кислотных остатков: 2С1
–
–
2ē
®
С1
2
, 2
SO
4
2–
–
2ē
®
S
2
O
8
2–
;
2) молекул воды (в нейтральном растворе):
2Н
2
О
–
4ē
®
O
2
+
4Н
+
;
3) гидроксильных ионов ОН
–
(в щелочном растворе):
4OН
–
–
4ē
®
O
2
+
2Н
2
О;
4)
металла (активный анод): Аg
0
–
1ē
®
Аg
+
(растворение),или 2Аl
+
3Н
2
О
–
6ē
®
А1
2
O
3
+
6Н
+
(пассивация)
Очередность протекания анодных процессов определяется величиной
электродного потенциала. В первую очередь протекают процессы с
минимальным потенциалом (см. таблицу электродных потенциалов).
Потенциал выделения кислорода на аноде из воды составляет 0,82
В.
В связи с этим если раствор содержит несколько различных анионов, то
при постепенном увеличении ЭДС на катоде в первую очередь будет
разряжаться ион с самым низким потенциалом. Например, если электролизу
подвергают раствор, содержащий ионы I
–
(
j
0
=
+0,54 В) и Br
–
(
j
0
=
+1,07 В),
то на аноде сначала выделяется йод, и лишь после того, как все ионы I
–
практически полностью исчезнут из раствора, начинает выделяться бром. На аноде из водных растворов окисляются в первую очередь анионы
бескислородных кислот в порядке возрастания их потенциалов (
Se
2–
, S
2–
, I
–
,
Br
–
, Cl
–
и т.п.), затем вода (при рН
£
7) или ОН
–
(при рН
>
7) с выделением
кислорода. Кислородсодержащие анионы NO
3
–
, PO
4
3–
, SO
4
2–
, ClO
4
–
и др.
(остатки высших кислородсодержащих кислот) и F
–
разряжаются только из
расплавов. При электролизе с активным анодом, если потенциал металлического
анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал разряда ионов ОН
–
94
или других ионов, присутствующих в растворе, происходит растворение
анода.
Опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия.
Выполнение опыта.
U
-образную трубку электролизера (рис.
),
закрепленную на штативе заполнить 2
н. раствором Na
2
SO
4
, добавить в оба
отверстия электролизера по 3
–
4 капли нейтрального раствора лакмуса,
опустить чистые графитовые электроды и подключить их через выпрямитель
к сети. Установить напряжение 5
–
15В. Электрический ток пропускать в
течение 5
–
6
мин. Наблюдать выделение газов и изменение окраски
индикатора в катодном и анодном пространствах.
Очевидно, что при электролизе водного раствора соли, например Na
2
SO
4
,
на катоде разряжаются не ионы Na
+ , а ионы водорода образуя молекулы Н
2
поскольку потенциал системы Na
+ + ē
= Na
составляет –2,7
В, а потенциал
системы H
+ + ē
= H
в нейтральной среде составляет –0,41
В. На аноде
происходит выделение кислорода (
j
0
=
0,82 В). Потенциал разряда иона SO
4
2–
(
j
0
=
+2,01
В) имеет большое положительное значение, поэтому сульфат-
ионы из водных растворов не разряжаются. Процесс сводится, таким образом,
к электролизу воды; ионы Na
+
и SO
4
2-
наряду с остальными ионами раствора
принимают участие только в переносе электрического тока в растворе.
Количество Na
2
SO
4
при электролизе остается неизменным.
Составить уравнения катодного и анодного процессов. Нарисовать
установку для электролиза растворов.
95
Рис.
9. Установка для электролиза растворов:
1 – электролизер;
2 – графитовые электроды;
3 – штатив;
4 – источник тока или выпрямитель.
Опыт 5. Электролиз раствора иодида калия.
Выполнение опыта.
Заполнить электролизер 2
н. раствором KI
, вставить
графитовые электроды и через выпрямитель подключить их к сети.
Пропускать электрический ток при напряжении 5
–
15
В в течение нескольких
минут. Отметить изменения на электродах. Затем отключить электроды и
добавить в катодное пространство 2
–
3 капли фенолфталеина, а в анодное
пространство около 1
мл крахмального клейстера. Подключить электроды к
сети и еще несколько минут пропускать электрический ток. Отметить
изменения. Объяснить появление малиновой окраски раствора в катодном и
синей – в анодном пространствах.
Составить уравнения катодного и анодного процессов.
Опыт 6. Электролиз раствора хлорида олова.
Электролизер заполнить 2
н. раствором хлорида олова, вставить
графитовые электроды, через выпрямитель подключить их к сети и
пропускать ток в течение 10
мин. На катоде наблюдать появление кристаллов
олова, на аноде – выделение хлора. Отключить электроды от сети. Выделение
96
хлора доказать следующим образом: смоченную водой йод-крахмальную
бумажку поднести к отверстию анодного пространства электролизера и
наблюдать появление синей окраски. Написать уравнение реакции,
объясняющее появление синего окрашивания.
Записать уравнения катодного и анодного процессов.
Опыт 7. Электролиз раствора сульфата меди.
Выполнение опыта.
Электролизер заполнить 2
н. раствором сульфата
меди, вставить графитовые электроды, через выпрямитель подключить их к
сети и пропускать ток в течение 10
мин. На катоде наблюдать появление
налета меди, на аноде – выделение кислорода. Отключить электроды от сети и
в анодное пространство добавить несколько капель нейтрального лакмуса.
Чем объяснить появление красного окрашивания?
Записать уравнения катодного и анодного процессов. Омедненный
электрод оставить для опыта 8.
Опыт 8. Электролиз раствора сульфата меди с активным (медным)
анодом.
Выполнение опыта.
Электролизер заполнить 2
н раствором сульфата
меди. В одно отверстие электролизера опустить графитовый электрод,
покрытый в предыдущем опыте медью, и подсоединить его к положительному
полюсу – это анод, в другое отверстие электролизера опустить чистый
графитовый электрод и подсоединить его к отрицательному полюсу – это
катод. Пропускать электрический ток в течение нескольких минут. Наблюдать
омеднение катода и растворение меди на аноде.
Составить уравнения катодного и анодного процессов.
97
ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТЬТЕ НА
СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ
1. Рассчитайте потенциал водородного электрода при [
Н+
]
=
10–10
моль/л.
Ответ:–0,59
В; 2. Укажите типы покрытий в случаях, когда хром покрыт серебром,
кобальт
–
медью, цинк
–
никелем, магний
–
оловом, железо – цинком.
3. Составьте схемы процессов, протекающих на электродах в следующих
гальванических элементах: 1)
Zn
|
ZnSO4
||
FeSO4
|
Fe; 2)
Zn
|
H2SO4
||
H2SO4
|
Fe;
3)
Zn
|
ZnSO4
||
CuSO4
|
Fe.
4. Составьте схемы процессов, протекающих при электролизе водного
раствора KNO3 с медными электродами.
5. Укажите, какие металлы получается электролизом расплавов солей или
оксидов.
6. Запишите схемы процессов, протекающих на электродах (анод инертный)
при электролизе водных растворов следующих солей:
а
) Cr
2
(SO
4
)
3
; б
) MgI
2
; в
) Pb(NO
3
)
2
; г
) NaNO
3
.
Укажите изменение реакции среды (рН) в анодном и катодном пространствах?
7. В какой последовательности выделяются металлы при электролизе
раствора, содержащего в одинаковой концентрации ионы никеля, серебра,
меди?
98
РАБОТА № 10
ПОЛУЧЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ, ИЗУЧЕНИЕ ИХ
СВОЙСТВ И МЕТОДОВ РАЗРУШЕНИЯ
Комплексными соединениями
называют соединения второго порядка,
содержащие "центральный атом"- комплексообразователь, с которым в
неионогенной связи находится определенное количество атомов или молекул,
называемых лигандами и составляющих вместе с комплексообразователем
внутреннюю сферу. В большинстве
случаев кроме внутренней сферы имеется также внешняя
сфера, состоящая из отрицательных или положительных ионов. Внутренняя сфера комплексного соединения (лиганды и
комплексообразователь) заключается в квадратные скобки. Например:
Соли
Кислоты
Основания
Na
3
[AlF
6
]
H
2
[Si F
6
]
[Ag(NH
3
)
2
]OH
[Ni(NH
3
)
6
](NO
3
)
2
H
2
[AuCl
4
]
[Cu(NH
3
)
4
](OH)
2
Получены комплексные соединения, в которых вокруг центрального атома
координируется до шести различных лигандов: [Pt
+4
(NH
3
)
2
(C
6
H
5
N)ClBrNO
2
]NO
3
. Существуют комплексные соединения без внешней сферы. Они являются
неэлектролитами, например [Ni(CO)
4
] и [Pt(NH3)
2
Cl
2
].
В качестве комплексообразователей чаще всего выступают атомы или ионы
d
–элементов и р-элементов
: Zn
2+
, Cu
2+
, Fe
2+
, Fe
3+
, Ni
2+
, Co
2+
, Ag
+
, Au
+
, Au
3+
, Si
+4
,
Ge
2+
, Ge
4+
, Al
3+
, B
+3 и др.
В качестве лигандов чаще всего выступают следующие частицы:
отрицательно заряженные кислотные остатки и гидроксогруппа: F
-
– фторо
,
Cl
-
– хлоро
,
Br -
– бромо
,
I
-
– йодо
,
NO
2 -
– нитрито
,
99
NO
3
-
– нитрато
,
CN
-
– циано
,
CNS
-
– родано
,
NH
2
-
– амино
,
OH
-
– гидроксо
,
SO
3
2
-
– сульфито
,
SO
4
2
-
– сульфато
,
S
2
O
3
2
-
– тиосульфато
,
CO
3
2
-
– карбонато
,
С
2
О
4
2-
- оксалато
PO
4
3
-
– фосфато
,
и др.
дипольные молекулы H
2
O
; NH
3
; NO
CO
и др.
Названия лигандов –нейтральных молекул: NНз,– аммин, Н
2
О – аква, NO
– нитрозил, СО– корбонил.
3) органические соединения, например, этилендиамин (
NH
2
–
CH
2
–
CH
2
–
NH
2
), этилендиаминтетраацетат (ЭДТА) и др.
Лиганды,
занимающие одно координационное место, называются
монодентатньми.
Лиганды,
занимающие во внутренней сфере два или несколько
координационных мест, называются би– (ди–)
или полидентатными
.
Это
анионы многоосновных кислот (
SO
4
2
-
;
SO
3
2
-
; S
2
O
3
2
-
; C
2
O
4
2
-
и др.), а также
органические соединения, например, этилендиамин (
NH
2
–
CH
2
–
CH
2
–
NH
2
),
этилендиаминтетраацетат (ЭДТА) и др.
Число, показывающее, сколько монодентатных лигандов координирует
вокруг себя центральный ион, называется координационным числом
.
Координационное число (к.ч.) зависит от:
– химической природы иона–комплексообразователя. Например,
[С
u
(
N
Нз)
4
]
2+
и [Со(
N
Нз)
б
]
2+
– химической природы лиганда. Например, [AlI
4
]
-
и [
AlF
6
]
3
-
.
– валентности
(В) комплексообразователя и заряда лигандов (чаще всего
при В компл-ля
= 1-3 к. ч. = 2В, при В компл-ля
>3 к. ч. = В + 2). Однако есть исключения. Так, для Сu
+
и А
u
+
характерно координационное
число 2 , для Si
+4
– 6, для W
+6
– 8 , а для Cu
2+
и А
u
3+
– число 4 , для Fe
2+
и Fe
3+
-
6, для Ni
2+
- 4 и 6 и т.д.
– соотношения объемов комплексообразователя и лигандов. Например,
[
BF
4
]
-
и [
AIF
6
]
3
-
.
100
– концентрации. При недостатке лигандов образуются координационно–
ненасыщенные соединения. Возможно образование наряду с комплексным
ионом [
Fe
(
CNS
)
6
]
3
-
при большом избытке ионов CNS
-
образование
координационно–ненасыщенных комплексных ионов, вплоть до [
Fe
(
CNS
)]
2+
. Большинство комплексных соединений имеют специфическую окраску,
что часто используется в аналитической химии для качественного анализа.
Опыт 1. Зависимость окраски аквакомплексов от типа
комплексообразователя
Найти в штативах растворы сульфатов марганца(
II
), железа(
II
),
кобальта(
II
), никеля(
II
), меди(
II
), цинка(
II
). Отметить, что несмотря на
одинаковую конфигурацию аквакомплексов, растворы солей разных металлов
имеют разную окраску:
Мп
2+
─ бесцветный, F
е
2+
─ желтый, Со
2+
─ розовый, Ni
2+
─ зеленый
С
u
2+
─ синий, Zn
2+
─ бесцветный. Опыт 2. Зависимость окраски комплексов кобальта от типа лигандов
Замещение молекул воды в аквокомплексах металлов на другие лиганды
обычно сопровождается возникновением более сильного поля лигандов, так
что разность энергий, соответствующая d
— d
- переходу, становится больше и
максимум поглощения смещается в фиолетовую область. Энергия
расщепления d
-уровней в комплексах переходных металлов для некоторых
наиболее обычных лигандов возрастает в последовательности
(спектрохимический ряд):
слабое поле лигандов
среднее поле лигандов сильное поле лигандов
I
-
< Br
-
< Cl
-
<
ОН
-
≈
F
-
<H
2
O< NCS
-
< NH
3
<NO<Phen<CN
-
, СО
101
Согласно спектрохимическому ряду, сила поля кислородсодержащих
лигандов меньше, чем сила поля азотсодержащих лигандов. Это проявляется в
изменении окраски комплексных ионов кобальта с ацетат-ионом, аммиаком,
нитрит-ионом: [Со(Н
2
О)
6
]
2+
, [Со(СН
3
СОО)
2
], [Со(
N
Н
3
)
6
]
2+ , [Со(
N
О
2
)
6
]
3-
.
Выполнение опыта.
В четыре пробирки налить по 4-5 капель раствора
хлорида кобальта. В первый цилиндр добавить 5 капель воды, во второй —
микрошпатель кристаллов ацетата натрия, в третий — 5 капель 25% раствора
аммиака, в четвертый — микрошпатель кристаллов нитрита натрия.
Образующиеся комплексы имеют различную окраску: розовую, ярко-розовую,
буро-розовую и оранжевую соответственно.
Опыт З. Ступенчатая диссоциация бромидных комплексов меди(
II
)
Неорганические лиганды, как правило, присоединяются к центральному
иону последовательно и дают серию комплексов с одним и тем же лигандом,
отличающихся спектрами поглощения. Например, полосы поглощения
галогенидных комплексов меди, в состав которых входит более одного
галогенид-иона, смещаются в более длинноволновую область:
С
u
2+
+ Br
-
↔ [
CuBr
]
+ зеленый
[
CuBr
]
+
+ Br
-
↔ [
CuBr
2
] коричневый
[
CuBr
2
]+ 2
Br
-
↔ [
CuBr
4
]
2-
вишневый
Выполнение опыта.
Поместить в пробирку 5 - 10 капель раствора
сульфата меди. По каплям приливать раствор бромоводородной кислоты.
Окраска переходит из голубой в зеленую, затем в коричневую и вишневую.
Обратный процесс можно проследить, постепенно приливая воду.
Примечание. Для опыта следует брать бесцветную бромоводородную
кислоту. Долго стоявшая кислота окисляется кислородом воздуха до
элементного брома и приобретает желтую окраску. Хранить ее следует в
склянке из оранжевого стекла, а перед проведением опыта перелить в
102
бесцветную склянку. Кислоту можно очистить, экстрагируя бром беизолом
или четыреххлористым углеродом.
ПОЛУЧЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ. НАПИСАНИЕ
УРАВНЕНИЙ КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ. НАЗВАНИЯ.
При написании уравнений комплексообразования необходимо определить
комплексообразователь, лиганды, координационное число, заряд внутренней
сферы и внешнюю сферу. Например, при взаимодействии сульфата цинка с
избытком гидроксида натрия, гидроксида аммония и цианида калия во всех
случаях комплексообразователем будут выступать ионы цинка Zn
2+
, а
лигандами в первом случае – гидроксогруппа OH
– , во втором случае –
молекулы аммиака, в третьем – ионы CN
–
. Координационное число
двухвалентного цинка равно 4. Уравнения соответствующих реакций:
ZnSO
4 + 4
NaOH
= Na
2
[
Zn
(OH)
4
] + Na
2
SO
4
в ионной форме: Zn
2+
+ 4
OH
– = [
Zn
(
OH
)
4
]
2–
ZnSO
4 + 4NH
4
OH = [Zn(NH
3
)
4
] SO
4
+ 4H
2
O
в ионной форме: Zn
2+
+ 4
NH
4
OH
= [
Zn
(
NH
3
)
4
]
2+
+4
H
2
O
ZnSO
4 + 4KCN = Na
2
[Zn(CN)
4
] + K
2
SO
4
; в ионной форме: Zn
2+
+ 4
CN
– = [
Zn
(
CN
)
4
]
2–
Примеры названий комплексных соединений: Na
2
[
Zn
(
OH
)
4
] – тетрагидроксоцинкат(
II
) натрия, K
2
[
Hg
(
CN
)
4
] – тетрацианогидраргират(
II
) калия, [
Cu
(
NH
3
)
4
]
SO4 - сульфат тетрааммин меди(
II
), [
Ni
(
NH
3
)
6
]
3
×
[
Fe
(
CN
)
6
]
2
– гексацианоферрат(
III
) гексаамминникеля(
II
)
Опыт 4. Получение аммиаката никеля
103
К классу аммиакатов относятся комплексные соединения, содержащие в
качестве лигандов молекулы аммиака.
Опыт проводить в вытяжном шкафу!
Выполнение опыта.
В пробирку внести по 3
–
4 капли растворов
сульфата никеля (II) и щелочи. Отметить выпадение осадка гидроксида
никеля и его цвет. К полученному осадку добавить по каплям 25%–ный
раствор аммиака до растворения осадка. Отметить окраску полученного
раствора и сравнить ее с окраской ионов Ni
2+
в исходном растворе сульфата
никеля. Присутствием каких ионов обусловлена окраска полученного
раствора? Написать ионное и молекулярное уравнения реакций получения
гидроксида никеля (II) и растворения его в аммиаке, учитывая, что
координационное число никеля (II) равно 6. Назвать комплексное соединение.
К какому классу неорганических соединений оно относится? Опыт 5. Получение и изучение свойств ацидокомплекса ртути
К классу ацидокомплексов относятся комплексные соединения,
содержащие в качестве лигандов анионы кислотных остатков.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 2
–
3 капли раствора
нитрата ртути (
II
) Hg
(
NO
3
)
2
. Одну пробирку оставить в качестве контрольной,
а в другую добавить по каплям раствор иодида калия KI
до полного
растворения образующегося вначале кирпично-красного осадка иодида
ртути
(
II
) HgI
2
.
Испытать исходный и полученный растворы на присутствие ионов Hg
2+
.
Для этого добавить в каждую пробирку по 2 капли 2
н. раствора едкого натра.
В присутствии ионов ртути Hg
2+
образуется осадок оксида HgO
. Осадок
образуется только в одной из проборок. В каком растворе не обнаружено
присутствия ионов Hg
2+
? Почему? Написать молекулярные и ионные
уравнения реакций образования осадка иодида ртути
(
II
), растворения его в
104
избытке иодида калия (координационное число ртути
(
II
) равно 4),
качественной реакции на ион Hg
2+
с образованием осадка HgO
. Назвать
комплексное соединение, написать выражение и численное значение
константы нестойкости комплексного иона, сравнить устойчивость
комплексных ионов ртути и серебра с одинаковыми лигандами (см. табл.
п.
3.8).
Опыт 6. Получение соединения, содержащего комплексные катион и
анион
Опыт проводить в вытяжном шкафу!
Выполнение опыта.
В пробирку внести 2 капли раствора K
4
[
Fe
(
CN
)
6
] и 4
капли раствора NiSO
4
. К полученному осадку гексацианоферрата(
II
) никеля
(
II
) добавить по каплям 25%–ный раствор NH
3
. Наблюдать образование
кристаллов комплексной соли [
Ni
(
NH
3
)
6
]
2
×
[
Fe
(
CN
)
6
]. Написать уравнения всех
происходящих в данном опыте реакций, назвать комплексные соединения.
Опыт 7. Влияние природы d
–элемента на комплексообразование
Большинство гидроксидов d
-элементов растворимы в концентрированных
растворах аммиака с образованием комплексных аммиакатов, в щелочах же
растворимы только амфотерные гидроксиды с образованием
гидроксокомплексов, содержащих во внутренней сфере гидроксогруппы OH
–
.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 2
–
3 капли растворов: в
одну – сульфата цинка, в другую – сульфата кадмия. Добавить по каплям
раствор щелочи NaOH
до образования белых осадков. К полученным осадкам
еще добавить по 1
–
2 капле избытка щелочи. Что наблюдается? Обратить
внимание, что гидроксид цинка обладает амфотерным характером, а
гидроксид кадмия – основным.
105
Написать уравнения соответствующих реакций получения гидроксидов и
растворения гидроксида цинка в избытке щелочи с образованием
гидроксокомплекса. Назвать комплексное соединение цинка.
Повторить опыт, заменив раствор щелочи раствором гидроксида аммония.
Отметить растворение осадка в обеих пробирках. Написать уравнения
реакций образования аммиачных комплексов. В чем принципиальная разница
между процессами растворения гидроксидов d
–элементов в щелочах и
растворе аммиака?
УСТОЙЧИВОСТЬ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
Устойчивость
комплексных соединений
характеризуется степенью
диссоциации комплексных ионов, которая может быть выражена через
константу равновесия, называемую константой нестойкости Кн. Комплексное
соединение [
Ag
(
NH
3
)
2
]
N
О
3
диссоциирует по ступеням:
1-я ступень: [
Ag
(
NH
3
)
2
]
N
О
3 = [
Ag
(
NH
3
)
2
]
+
+ N
О
3
-
– α = 100%
2 -я ступень: [
Ag
(
NH
3
)
2
]
+ Ag
+
+2 N
Н
3
.
Константа равновесия (нестойкости):
[
]
[
]
[
]
[
]
8
2
3
2
3
10
9
)
(
-
+
+
×
=
=
NH
Ag
NH
Ag
K
H
Процесс диссоциации и константа нестойкости комплексного иона
[
Ag
(С
N
)
2
]
-
выражается следующим образом:
[Ag(
С
N)
2
]
-
Ag
+
+
2С
N
-
[
]
[
]
[
]
[
]
21
2
2
10
1
)
(
)
(
-
-
-
+
×
=
=
СN
Ag
СN
Ag
K
H
106
Второй комплекс более устойчив, т.к. характеризуется меньшей
величиной константы нестойкости. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплекс
ный ион
К
н
Комплекс
ный ион
К
н
Комплекс
ный ион
К
н
[AgCl
2
]
-
2.3
.
10
-
6
[Ag(NН
3
)
2
]
+
9
.
10
-
8
[Ag(S
2
O
3
)
2
]
3
-
2.5
.
10
-
14
[Ag(CN)
2
]
-
1
.
10
-
21
[Ag(NO
2
)
2
]
-
1.3
.
10
-
3
[Au(CN)
2
]
-
5.01
.
10
-
39
[AlF
6
]
3
-
1.4
.
10
-
20
[Cd(NH
3
)
6
]
2+
7.3
.
10
-
7
[Cd(CN)
4
]
2
-
1.4
.
10
-
19
[CdCl
4
]
2
-
9
.
10
-
3
[CdI
4
]
2
-
8.0
.
10
-
7
[Co(NН
3
)
6
]
2+
7.7
.
10
-
6
Разрушение комплексных ионов может быть осуществлено различными
способами: 1)связывание лигандов или комплексообразователя в более прочное
образование (слабый электролит, например, воду, более прочный
комплексный ион, осадок). Например:
Na
2
[Zn(
OH
)
4
]
+ 4
HCl
= ZnCl
2
+ 2
NaCl
+ 4
H
2
O
[
Ag
(
NH
3 )
2
]
NO
3
+ 2
NaCN
= Na
[
Ag
(
CN
)
2
]
+ NaNO
3
+ 2 NH
3
[Ag(NH
3 )
2
]
NO
3
+ 2NaBr = AgBr↓ + NaNO
3
+ 2 NH
3
2)нагревание (при наличии летучих лигандов). Например
:
[Ag(NH
3 )
2
]
NO
3
→ 2 NH
3
­
+ AgNO
3
3)окислительно-восстановительные реакции. Например:
2
Na
[
Au
(
CN
)
4
]
+ 3
Zn
+ 4
NaCN
= 2
Au
+ 3
Na
2
[
Zn
(
CN
)
4
]
Опыт 8. Влияние концентрации раствора на устойчивость
комплексных соединений
Выполнение опыта.
В пробирку внести 3
–
4 капли раствора хлорида
кобальта
(
II
) и прибавить по каплям насыщенный раствор роданида аммония
NH
4
CNS
до образования соединения ярко-синего цвета. Раствор разделить на
две части: к первой части добавить 5
–
7 капель амилового спирта, ко второй -
107
столько же воды. Отметить окраску полученных растворов. Сделать вывод об
устойчивости комплексного соединения в разбавленных и насыщенных
растворах.
Опыт 9. Сравнительная устойчивость хлоридных комплексов цинка
и кобальта
Ион цинка(
II
) образует более устойчивые комплексы с хлорид-ионом, чем
ион кобальта(
II
). Поэтому ион цинка(
II
) вытесняет ион кобальта(
II
) из его
хлоридного комплекса; последний устойчив в органической среде:
2 [Со(Н
2
О)
6
]С
l
2 ⇄
Со[СоС1
4
]+ 12Н
2
О
бледно-розовый голубой
[
CoC
1
4
]
2-
+ [
Zn
(Н
2
О)
6
]
2+
⇄
[
ZnC
1
4
]
2-
+ [Со(Н
2
О)
6
]
2+
Голубой бесцветный розовый
Выполнение опыта.
В пробирку поместить 3 – 5 капель раствора хлорида
кобальта. Добавить 5 капель ацетона. Обратить внимание на то, что окраска
раствора изменилась от розовой к синей. Добавить микрошпатель кристаллов
соли цинка и перемешать. Раствор снова приобретает розовую окраску, что
обусловлено разрушением комплекса кобальта.
Опыт 10. Сравнительная устойчивость роданидного
и фторидного комплексов железа
Фторидный комплекс железа(
III
) устойчивее роданидного комплекса. Это
можно продемонстрировать, используя различную окраску комплексов:
[
Fe
(
SCN
)
n
]
(3-
n
)+
+ mF
-
⇄
[
FeF
m
]
(3-
m
)+
+ nNCS
-
Красный бесцветный
108
Выполнение опыта.
В цилиндр поместить 2-3 капли раствора хлорида
железа(
III
), 10капель воды и 2 – 3 капли серной кислоты. Добавить по каплям
раствор роданида аммония до появлеия интенсивной красной окраски.
Добавить 3 – 5 капель раствора фторида аммония. Окраска исчезает.
Опыт 11. Разрушение комплексов
а) Осаждением комплексообразователя.
Выполнение опыта.
В две пробирки внести по 3
–
4 капли раствора
сульфата меди. Испытать действие оксалата аммония (
NH
4
)
2
C
2
O
4
и сульфида
аммония (
NH
4
)
2
S
на ион меди. Для этого в обе пробирки добавить по 4
–
5
капель растворов в первую оксалата аммония, а во вторую– такой же объем
раствора сульфида аммония. Отметить образование осадков и их цвет.
Написать уравнения соответствующих реакций. Сравнить величины
произведений растворимости оксалата (ПР
CuC
2
O
4
=
10
–8
) и сульфида меди
(ПР
CuS
=
10
-
36
).
В две другие пробирки внести по 3
–
4 капли раствора сульфата меди
добавить по каплям 1
н. раствор аммиака до растворения выпадающего
вначале осадка основной соли меди. Отметить цвет полученного
комплексного соединения. Написать уравнение реакции взаимодействия
сульфата меди с избытком аммиака, учитывая, что координационное число
меди равно 4.
Испытать действие оксалата аммония (
NH
4
)
2
C
2
O
4
и сульфида аммония
(
NH
4
)
2
S
на ион меди в полученном растворе комплексного соединения. Для
этого в обе пробирки добавить по 4
–
5 капель растворов в первую оксалата
аммония, а во вторую– такой же объем раствора сульфида аммония. Отметить
образование осадка сульфида меди и отсутствие осадка при добавлении
оксалата аммония. 109
Написать уравнение реакции разрушения комплексного соединения при
добавлении к нему сульфида аммония. Учитывая величину константы нестойкости комплексного иона и
величины произведений растворимости оксалата (ПР
CuC
2
O
4
=
10
–8
) и
сульфида меди (ПР
CuS
=
10
-
36
), объяснить полученные результаты. Рассчитать
минимальную концентрацию ионов меди, необходимую для образования
осадков сульфида и оксалата меди.
б) Окислительно–восстановительные реакции разрушения
комплексных соединений.
Выполнение опыта.
В пробирку внести 8
–
10 капель 0,1
н. раствора
иодида калия, 6
–
8 капель 2
н. раствора соляной кислоты и 5
–
6 капель
бензола. Отметить, что бензол остается бесцветным. К содержимому
пробирки добавить 1 микрошпатель кристаллов гексациано–
II
–феррата калия
K
3
[
Fe
(
CN
)
6
] и перемешать стеклянной палочкой. Дать раствору отстояться. По
изменению окраски бензола убедиться в выделении свободного йода.
Написать уравнение соответствующей реакции, учитывая, что K
3
[
Fe
(
CN
)
6
]
переходит в K
4
[
Fe
(
CN
)
6
]. Соляную кислоту в уравнении не учитывать.
Составить схему ионно–электронного баланса, указать окислитель и
восстановитель.
При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Какие частицы могут быть комплексообразователями? Приведите
примеры.
3. Какие частицы могут быть лигандами? Приведите примеры.
110
4. Какие факторы влияют на координационное число
комплексообразователя?
5. Приведите примеры моно- и бидентатных лигандов.
6. Определите окислительное и координационное числа
комплексообразователя в следующих комплексных ионах и соединениях:
[Cr(H
2
O)
4
Br
2
]
+
,
[Hg(CN)
4
]
2
-
,
[Ni(NH
3
)
5
Cl]Cl
,
K[Co(NH
3
)
2
(NO
2
)
4
]
,
[FeCN)
6
]
3
-
,
[Fe(C
2
O
4
)
3
]
3
-
.
7. Напишите уравнения следующих реакций комплексообразования в
молекулярном и ионном виде:
а) AlCl
3
+
NaOH
®
б) Hg(NO
3
)
2
+
KI ®
избыток
избыток
в) CdSO
4
+
NH
4
OH ®
г)
AgNO
3
+
NH
4
OH ®
избыток
избыток
д) AgNO
3
+
Na
2
S
2
O
3
®
е) FeCl
3
+
KCN ®
избыток
избыток
8. Приведите примеры комплексных соединений, относящихся к
следующим классам:
а) аммиакаты, б) аквакомплексы,
в) гидрокомплексы, г) ацидосоединения.
9. Назовите следующие комплексные соединения и определите, к какому
классу они относятся: [
Cu
(
NH
3
)
2
(
CNS
)
2
]; K
4
[
Fe
(
CN
)
6
]; [
Zn
(
NH
3
)
4
](
OH
)
2
.
10. Напишите координационные формулы следующих комплексных
соединений: а) бромид гексаамминкобальта (
III
),
б) трифторогидроксоберрилат магния, в) тетраамминфосфатохром,
г) диамминтетрахлороплатина, д) дихлородифтородицианоцирконат (
IV
)
аммония, е) гидроксид гексаамминплатины (
IV
), ж) гексафторосиликат (
IV
)
водорода.
111
11. Напишите выражения для констант нестойкости следующих
комплексных соединений: K
2
[
HgI
4
]; [
Cu
(
NH
3
)
4
](
OH
)
2
; K
2
[
Pt
(
OH
)
5
Cl
];
[
PtCl
4
(
NH
3
)
2
].
12. Расположите следующие комплексные ионы в порядке возрастания
их устойчивости:
а
) [Ag(NO
2
)
2
]
–
K
н
=
1,8
.
10
-
3
;
б
) [Ag(NH
3
)
2
]
+
K
н
=
6,8
.
10
-
8
;
в) [
Ag
(
S
2
O
3
)
2
]
3
-
K
н
=
1
.
10
-
13
;
г) [
Ag
(С
N
2
)
2
]
–
K
н
=
1
.
10
-
21
.
13.
Перечислите методы разрушения комплексных соединений.
Приведите примеры уравнений соответствующих реакций.
14. Установите, в каких случаях произойдет взаимодействие между
растворами указанных электролитов. Напишите уравнения в молекулярной
и ионной форме, назовите комплексные соединения.
а) K
[
Ag
(
CN
)
2
]
+
NH
4
OH
®
б) [
Ag
(
NH
3
)
2
]
Cl
+
NiCl
2
®
избыток
избыток
в) K
3
[
Cu
(
CN
)
4
]
+
Hg
(
NO
3
)
2
®
г) K
2
[
HgI
4
]
+
KBr
®
избыток
избыток
15. Какая кислота является более сильной: HCN
или H
[
Au
(
CN
)
2
]?
16. Какое основание является более сильным: а) Ni
(
OH
)
2
или [
Ni
(
NH
3
)
6
]
(
OH
)
2
, б) Zn
(
OH
)
2
или [
Zn
(
NH
3
)
4
](
OH
)
2
?
17. Закончите уравнения следующих реакций методом ионно-
электронного баданса:
а
) Si
+
HF
+
HNO
3
®
[SiF
6
]
2–
+ NO;
б
) Au
+
HCl
+
HNO
3 ®
[AuCl
4
]
–
+ NO;
в
) Ag
+
NH
4
OH
+
H
2
O
2
®
[Ag(NH
3
)
2
]
+
;
г
) Au
+
KCN
+
O
2
+
H
2
O ®
[Au(CN)
2
]
–
.
112
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Правила безопасной работы при проведении лабораторных работ
1. В химической лаборатории рекомендуется работать в халате.
2. Рабочее место следует содержать в чистоте, не загромождая его
предметами, не относящимися к данной работе. По окончании работы
необходимо тщательно убрать рабочее место, выключить электроприборы,
закрыть воду и газ.
3. Все
опыты, связанные с применением или образованием ядовитых
веществ, а также вредных паров и газов, разрешается проводить только в
вытяжном шкафу, дверцы которого должны быть опущены на 1/3. В случае
прекращения работы вентиляционных установок опыты в вытяжных шкафах
должны быть немедленно прекращены.
4. Категорически запрещается проводить опыты, не относящиеся к данной
работе, без ведома преподавателя.
5. При нагревании и кипячении растворов в пробирке необходимо следить
за тем, чтобы ее отверстие не было обращено в сторону работающего или
соседа по рабочему столу.
6. Не следует наклоняться над сосудом (стаканом, колбой, чашкой,
пробиркой), в котором происходит нагревание или кипячение жидкости.
При необходимости определения запаха паров или выделяющегося газа
достаточно движением руки направить их к себе и осторожно вдохнуть.
7. При разбавлении концентрированных кислот, особенно серной, и
щелочей следует небольшими порциями вливать кислоту или щелочь в
воду, а не наоборот, непрерывно перемешивая раствор.
113
8. При ожогах концентрированными растворами кислот обожженное
место сначала промывают сильной струей воды в течение 2 - 3 минут, затем
2 - 3%-ным раствором соды, после чего накладывают марлевую повязку,
смоченную 1 - 2%-ным раствором KMnO
4
.
9. При ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное
место промывают обильным количеством воды до тех пор, пока кожа не
перестанет казаться скользкой, затем 1 - 2%-ным раствором борной или
уксусной кислоты.
10.
При попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива
в глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно
обратиться к врачу.
11.
При отравлении сероводородом, хлором, парами брома, оксидом
углерода (
II
) следует немедленно выйти на свежий воздух.
12.
Необходимо проявлять исключительное внимание и осторожность при
работе с электроприборами. До начала работы следует проверить заземление
электроприборов.
Категорически запрещается работа с незаземленными приборами!
Во
избежание поражения электротоком не следует касаться обнаженных
контактов при включенном приборе.
13.
Запрещается работа с открытыми источниками УФ-излучения
(процессы фотолитографии).
14.
Подготовку проб пылевидных материалов, например измельчение
стекла, ситаллов, керамики, необходимо проводить в респираторе, защитных
очках и перчатках.
114
15.
Следует проявлять бережное отношение к приборам и реактивам.
После проведения работы с дорогостоящими реактивами (соединениями
серебра, ртути и некоторыми другими) их нельзя выливать в раковину. Их
нужно сливать в специальные емкости.
16.
Категорически запрещается сливать в раковину растворы,
содержащие катионы тяжелых металлов
(
ртути, свинца, меди, кадмия и
др.), во избежание загрязнения стоков. Эти вещества необходимо собирать в
предназначенные для этих целей емкости.
17.
Особого внимания требует обращение с растворами,
предназначенными для травления полупроводниковых материалов, в состав
которых входят плавиковая кислота, фториды металлов, а также сильные
окислители. При работе с этими веществами следует применять
индивидуальные средства защиты (респираторы, защитные очки, резиновые
перчатки), не допуская попадания препаратов на кожу и внутрь организма.
Все химическое оборудование для травления (емкости, шпатели, мерная
посуда) должно быть выполнено из полиэтилена или фторопласта.
115
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Требования к оформлению лабораторных работ
При подготовке к лабораторному занятию студент должен проработать
материал пособия под рубрикой «Теоретические сведения», ответить на
контрольные вопросы соответствующей главы и составить конспект
предстоящей лабораторной работы.
Конспект лабораторной работы должен содержать:
1) дату выполнения работы и ее название;
2) названия опытов;
3) описания опытов.
Описания опытов включают:
а) уравнения всех происходящих в опытах реакций. Для реакций
обменного типа уравнения должны быть написаны в молекулярной и ионной
формах. Для окислительно-восстановительных реакций уравнения должны
быть составлены методом ионно-электронного баланса (запись должна быть
подробной) с указанием окислителя и восстановителя;
б) ответы на вопросы, заданные по ходу опыта;
в) внешние признаки реакций – выделение газа (цвет, запах), осадка
(цвет), изменение цвета раствора;
г) вывод на основании проведенного опыта.
Пункт а) прорабатывается при подготовке к занятию, пункты б), в), г) – в
лаборатории.
Записи должны быть последовательными, логичными, аккуратными и
давать ясное представление о ходе опыта.
Все записи в лаборатории производятся только в рабочей тетради.
Пользоваться черновиками не разрешается. Нужно проделать опыт, обдумать
116
описание и внести в тетрадь. Так экономится время и вырабатывается
четкость в работе.
При сдаче лабораторной работы необходимо представить конспект и
ответы на вопросы, предлагаемые в каждой лабораторной работе.
117
ПРИЛОЖЕНИЕ 3
ТАБЛИЦЫ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ КОНСТАНТ РАЗЛИЧНЫХ
ВЕЩЕСТВ
Таблица 3.1
Плотность водных растворов K
2
Cr
2
O
7
Концентрация
растворов, %
Плотность, г/см
3
Концентраци
я растворов, %
Плотность, г/см
3
1
1,0052
6
1,0408
2
1,0122
7
1,0481
3
1,0193
8
1,0554
4
1,0264
9
1,0628
5
1,0336
10
1,0703
Таблица
3.2
Степень диссоциации различных электролитов
(при C
M
=
1
моль/л, t
=
25
°
C
)
Сильные
электролиты
a
, %
Электролиты
средней силы
a
, %
Слабые
электролиты
a
, %
HNO
3
82,0
H
3
PO
4
29,0
CH
3
COOH
1,36
HCl
78,4
H
2
SeO
4
20,0
H
2
CO
3
0,17
H
2
SO
4
58,0
HF
8,0
H
2
S
0,07
KOH
77,0
HCN
0,01
NaOH
73,0
NH
4
OH
1,4
118
Таблица 3.3
Константы диссоциации воды и некоторых слабых
кислот и оснований в водных растворах при 18 °
C
Соединения
Ступень диссоциации
K
Вода H
2
O
I
1,8
×
10
-16
Азотистая кислота HNO
2
I
4,6
×
10
-4
Орто
-
борная кислота H
3
BO
3
I
5,3
×
10
-10
II
1,8
×
10
-13
III
1,6
×
10
-14
Тетра
-
борная кислота H
2
B
4
O
7
I
1
×
10
-4
II
1
×
10
-9
Пероксид водорода H
2
O
2
2,4
×
10
-12
Кремниевая кислота H
2
SiO
3
I
2
×
10
-10
II
1
×
10
-12
Сернистая кислота H
2
SO
3
I
1,7
×
10
-2
II
6,8
×
10
-8
Сероводородная кислота H
2
S
I
8,7
×
10
-8
II
3,6
×
10
-13
Угольная кислота H
2
CO
3
I
4,31
×
10
-7
II
5,61
×
10
-11
Ортофосфорная кислота H
3
PO
4
I
7,9
×
10
-3
II
1
×
10
-7
III
4,5
×
10
-12
Хлорноватистая кислота HClO
3,2
×
10
-8
Хромовая кислота H
2
CrO
4
I
1,8
×
10
-10
II
3,2
×
10
-17
Циановодородная кислота HCN
4,79
×
10
-10
Муравьиная кислота HCOOH
1,8
×
10
-4
Уксусная кислота CH
3
COOH
1,76
×
10
-5
Гидроксид аммония NH
4
OH
1,79
×
10
-5
Гидроксид алюминия Al(OH)
3
III
1,4
×
10
-11
Гидроксид кадмия
Cd(OH)
2
II
5
×
10
-3
119
Таблица 3.4
Области перехода некоторых индикаторов
Индикатор
Область перехода, pH
Изменение окраски
Тимоловый синий
1,2 – 2,8
Красная - желтая
Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
Розовая - желтая
Метиловый красный
4,4 – 6,2
Красная - желтая
Лакмус
5,0 – 8,0
Красная - синяя
Тимоловый синий
8,0 – 9,6
Желтая - синяя
Фенолфталеин
8,0 – 10,0
Бесцветная - малиновая
Ализарин желтый
10,0 – 12,0
Желтая - оранжевая
Индигокармин
12,0 – 14,0
Голубая - желтая
Таблица 3.5
Степень гидролиза солей (в 0,1 М растворах при 25
°
C)
Соль
Степень гидролиза, %
Соль
Степень
гидролиза, %
NH
4
Cl
0,007
NaH
2
PO
4
0,0004
CH
3
COONH
4
0,5
Na
2
CO
3
4,0
(NH
4
)
2
S
99,0
NaHCO
3
0,005
NH
4
HS
7,0
Na
2
S
99,0
Na
2
SO
3
0,13
NaHS
0,1
NaHSO
3
0,0002
NaClO
0,18
CH
3
COONa
0,007
KCN
1,2
Na
3
PO
4
34
Al
2
(SO
4
)
3
3,5
Na
2
HPO
4
0,13
Al(CH
3
COO)
3
40
120
Таблица 3.6
Произведения растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25
°
C
Вещество
ПР
Вещество
ПР
AgBr
7,7
×
10
-13
Hg
2
Cl
2
2,0
×
10
-18
AgCN
2,0
×
10
-12
H
2
SiO
3
1,0
×
10
-10
AgCNS
1,0
×
10
-12
Mg(OH)
2
5,0
×
10
-12
AgCl
1,2
×
10
-10
MgS
2,0
×
10
-15
Ag
2
CO
3
6,2
×
10
-12
Mn(OH)
2
4,0
×
10
-14
Ag
2
CrO
4
4,05
×
10
-12
MnS
7,0
×
10
-16
AgI
1,0
×
10
-16
NiCO
3
1,4
×
10
-7
Ag
2
S
6,3
×
10
-50
a
-NiS
3
×
10
-19
BaCO
3
8,0
×
10
-9
b
-NiS
1,0
×
10
-24
BaC
2
O
4
1,7
×
10
-7
Ni(OH)
2
7,0
×
10
-14
BaCrO
4
2,3
×
10
-10
PbCO
3
1,5
×
10
-13
BaSO
4
1,1
×
10
-10
PbCl
2
1,7
×
10
-5
CaCO
3
4,8
×
10
-9
PbCrO
4
1,8
×
10
-14
CaC
2
O
4
2,6
×
10
-9
PbI
2
8,7
×
10
-9
CaSO
4
1,3
×
10
-4
Pb(OH)
2
2,0
×
10
-16
CaF
2
4
×
10
-11
PbS
1,0
×
10
-29
CdS
3,6
×
10
-29
PbSO
4
2,0
×
10
-8
a
-CoS
4,0
×
10
-21
Sb
2
S
3
1,0
×
10
-30
b
-CoS
2,0
×
10
-25
SnS
1,0
×
10
-28
Co(OH)
2
2,0
×
10
-16
SrCO
3
1,0
×
10
-9
CuC
2
O
4
3,0
×
10
-8
SrC
2
O
4
5,6
×
10
-8
CuS
6,3
×
10
-36
SrSO
4
2,8
×
10
-7
Cu
2
S
2,5
×
10
-47
Zn(OH)
2
5,0
×
10
-17
FeCO
3
2,5
×
10
-11
ZnS
6,9
×
10
-26
Fe(OH)
2
4,8
×
10
-16
a
-ZnS
1,6
×
10
-24
Fe(OH)
3
4,0
×
10
-38
b
-ZnS
2,5
×
10
-22
FeS
4,0
×
10
-19
ZnSe
1
×
10
-31
HgS
3
×
10
-53
121
Таблица 3.7
Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
+
Li
(к)
Li
Li
e
Li
=
+
-
+
-3,04
+
K
(к)
K
K
e
K
=
+
-
+
-2,92
+
2
Ba
(к)
Ba
Ba
2e
Ba
2
=
+
-
+
-2,90
+
2
Sr
(к)
Sr
Sr
2e
Sr
2
=
+
-
+
-2,89
+
2
Ca
(к)
Ca
Ca
2e
Ca
2
=
+
-
+
-2,87
+
Na
(к)
Na
Na
e
Na
=
+
-
+
-2,71
+
2
Mg
(к)
Mg
Mg
2e
Mg
2
=
+
-
+
-2,36
+
3
Al
(к)
Al
Al
3e
Al
3
=
+
-
+
-1,66
122
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
+
2
Mn
(к)
Mn
Mn
2e
Mn
2
=
+
-
+
-1,18
-
2
4
WO
(к)
W
-
-
-
+
=
+
+
8OH
W
O
4H
6e
WO
2
2
4
-1,10
-
2
4
SO
-
2
3
SO
-
-
-
-
+
=
+
+
2OH
SO
O
H
2e
SO
2
3
2
2
4
-0,93
-
2
3
SO
(к)
S
-
-
-
+
=
+
+
6OH
S
O
3H
4e
SO
2
2
3
-0,90
-
3
NO
(г)
NO
2
-
-
-
+
=
+
+
2OH
NO
O
H
e
NO
2
2
3
-0,85
+
2
Zn
Zn
Zn
2e
Zn
2
=
+
-
+
-0,76
+
3
Cr
Cr
Cr
3e
Cr
3
=
+
-
+
-0,74
-
2
3
2SO
-
2
3
2
O
S
-
-
-
-
+
=
+
+
6OH
O
S
O
3H
4e
2SO
2
3
2
2
2
3
-0,58
3
Fe(OH)
2
Fe(OH)
-
-
+
=
+
OH
Fe(OH)
e
Fe(OH)
2
3
-0,56
123
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
S
-
2
S
-
-
=
+
2
0
S
2e
S
-0,51
+
2
Fe
(к)
Fe
Fe
2e
Fe
2
=
+
-
+
-0,44
4
3
PO
H
(к)
P
O
H
P
5H
5e
PO
H
2
4
3
+
=
+
+
+
-
-0,41
+
2
Cd
(к)
Cd
Cd
2e
Cd
2
=
+
-
+
-0,40
+
2
Co
(к)
Co
Co
2e
Co
2
=
+
-
+
-0,28
+
2
Ni
(к)
Ni
Ni
2e
Ni
2
=
+
-
+
-0,25
-
2
NO
O
H
NH
2
3
×
-
-
-
+
×
=
+
+
7OH
O)
H
(NH
O
6H
6e
NO
2
3
2
2
-0,15
-
3
NO
(г)
NO
-
-
-
+
=
+
+
4OH
NO
O
2H
3e
NO
2
3
-0,14
+
2
Sn
(к)
Sn
Sn
2e
Sn
2
=
+
-
+
-0,14
+
2
Pb
(к)
Pb
Pb
2e
Pb
2
=
+
-
+
-0,13
124
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
+
2H
(г)
H
2
2
H
2e
2H
=
+
-
+
-0,00
-
3
NO
-
2
NO
-
-
-
-
+
=
+
+
2OH
NO
O
H
2e
NO
2
2
2
3
+0,01
(г)
N
2
(г)
2NH
3
3
2
2NH
6H
6e
N
=
+
+
+
-
+0,06
+
4
Sn
+
2
Sn
+
-
+
=
+
2
4
Sn
2e
Sn
+0,15
(к)
S
(г)
S
H
2
S
H
2H
2e
S
2
=
+
+
+
-
+0,17
3
Co(OH)
2
Co(OH)
-
-
+
=
+
OH
Co(OH)
e
Co(OH)
2
3
+0,17
-
3
IO
-
I
-
-
-
-
+
=
+
+
6OH
I
O
3H
6e
IO
2
3
+0,25
(г)
N
2
+
4
2NH
+
+
-
=
+
+
4
2
2NH
8H
6e
N
+0,27
-
2
4
SO
(г)
S
H
2
O
4H
S
H
4H
2e
SO
2
2
2
4
+
=
+
+
+
-
-
+0,31
125
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
+
3
Co
(к)
Co
Co
3e
Co
3
=
+
-
+
+0,33
+
2
Cu
(к)
Cu
Cu
2e
Cu
2
=
+
-
+
+0,34
-
2
4
SO
(к)
S
O
4H
S
8H
6e
SO
2
2
4
+
=
+
+
+
-
-
+0,36
+
]
)
(NH
[Ag
2
3
(к)
Ag
3
2
3
2NH
Ag
e
]
)
(NH
[Ag
+
=
+
-
+
+0,37
(г)
O
2
-
2OH
-
-
=
+
+
4OH
O
2H
4e
O
2
2
+0,40
3
Ni(OH)
2
Ni(OH)
-
-
+
=
+
OH
Ni(OH)
e
Ni(OH)
2
3
+0,49
-
3
BrO
(ж)
Br
2
-
-
-
+
=
+
+
12OH
Br
O
6H
10e
BrO
2
2
3
+0,50
-
2
4
MnO
(к)
MnO
2
-
-
-
+
=
+
+
4OH
MnO
O
2H
2e
MnO
2
2
2
4
+0,51
2
I
-
2I
-
-
=
+
2I
2e
I
2
+0,54
126
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
-
4
ClO
-
Cl
-
-
-
-
+
=
+
+
8OH
Cl
O
4H
8e
ClO
2
4
+0,5
6
-
4
MnO
-
2
4
MnO
-
-
-
=
+
2
4
4
MnO
e
MnO
+0,56
-
4
MnO
(к)
MnO
2
-
-
-
+
=
+
+
4OH
MnO
O
2H
3e
MnO
2
2
4
+0,60
-
3
BrO
-
Br
-
-
-
-
+
=
+
+
6OH
Br
O
3H
6e
BrO
2
3
+0,61
(г)
O
2
2
2
O
H
2
2
2
O
H
2H
2e
O
=
+
+
+
-
+0,68
+
3
Fe
+
2
Fe
+
-
+
=
+
2
3
Fe
e
Fe
+0,77
+
Ag
(к)
Ag
Ag
e
Ag
=
+
-
+
+0,80
+
2
Hg
(ж)
Hg
Hg
2e
Hg
2
=
+
-
+
+0,85
-
3
NO
+
4
2NH
O
3H
NH
10H
8e
NO
2
4
3
+
=
+
+
+
+
-
-
+0,87
127
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
-
3
NO
(г)
NO
O
2H
(г)
NO
4H
3e
NO
2
3
+
=
+
+
+
-
-
+0,96
2
HNO
(г)
NO
O
H
(г)
NO
H
e
HNO
2
2
+
=
+
+
+
-
+1,00
(ж)
Br
2
-
2Br
-
-
=
+
2Br
2e
Br
2
+1,07
-
3
IO
-
I
O
3H
I
6H
6e
IO
2
3
+
=
+
+
-
+
-
-
+1,09
-
3
2IO
2
I
O
6H
I
12H
10e
2IO
2
2
3
+
=
+
+
+
-
-
+1,19
(г)
O
2
O
2H
2
O
2H
4H
4e
(г)
O
2
2
=
+
+
+
-
+1,23
(к)
MnO
2
+
2
Mn
O
2H
Mn
4H
2e
MnO
2
2
2
+
=
+
+
+
+
-
+1,23
-
2
7
2
O
Cr
+
3
2Cr
O
7H
2Cr
14H
6e
O
Cr
2
3
2
7
2
+
=
+
+
+
+
-
-
+1,33
(г)
Cl
2
-
2Cl
-
-
=
+
2Cl
2e
Cl
2
+1,36
128
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
-
4
ClO
-
Cl
O
4H
Cl
8H
8e
ClO
2
4
+
=
+
+
-
+
-
-
+1,38
-
3
BrO
-
Br
O
3H
Br
6H
6e
BrO
2
3
+
=
+
+
-
+
-
-
+1,4
4
-
3
ClO
-
Cl
O
3H
Cl
6H
6e
ClO
2
3
+
=
+
+
-
+
-
-
+1,45
(к)
PbO
2
+
2
Pb
O
2H
Pb
4H
2e
PbO
2
2
2
+
=
+
+
+
+
-
+1,45
+
3
Au
(к)
Au
Au
3e
Au
3
=
+
-
+
+1,50
HClO
-
Cl
O
H
Cl
H
2e
HClO
2
+
=
+
+
-
+
-
+1,50
-
4
MnO
+
2
Mn
O
4H
Mn
8H
5e
MnO
2
2
4
+
=
+
+
+
+
-
-
+1,52
-
3
2BrO
(ж)
Br
2
O
6H
Br
12H
10e
2BrO
2
2
3
+
=
+
+
+
-
-
+1,52
-
4
MnO
(к)
MnO
2
O
2H
MnO
4H
3e
MnO
2
2
4
+
=
+
+
+
-
-
+1,69
129
Окисленная форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
Е
0
, эВ
2
2
O
H
O
H
2
O
2H
2H
2e
O
H
2
2
2
=
+
+
+
-
+1,78
-
3
BiO
+
3
Bi
O
3H
Bi
6H
2e
BiO
2
3
3
+
=
+
+
+
+
-
-
+1,80
+
3
Co
+
2
Co
+
-
+
=
+
2
3
Co
e
Co
+1,81
-
2
8
2
O
S
-
2
4
2SO
-
-
-
=
+
2
4
2
8
2
2SO
2e
O
S
+2,01
(г)
F
2
-
2F
-
-
=
+
2F
2e
F
2
+2,87
Ряд напряжений металлов
130
Li Rb K Cs Ca Na Mg Al Ti Mn Cr Zn Fe Cd Co Ni Sn Pb H
Bi Cu Hg Ag Pt Au
131
Таблица 3.8
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный
ион
K
н
Комплексный
ион
K
н
Комплексный
ион
K
н
[AgCl
2
]
-
2,3
×
10
-
6
[Ag(NН
3
)
2
]
+
9
×
10
-
8
[Ag(S
2
O
3
)
2
]
3
-
2,5
×
10
-
14
[Ag(CN)
2
]
-
1
×
10
-
21
[Ag(NO
2
)
2
]
-
1,3
×
10
-
3
[Au(CN)
2
]
-
5,01
×
10
-
39
[AlF
6
]
3
-
1,4
×
10
-
20
[Cd(NH
3
)
6
]
2+
7,3
×
10
-
7
[Cd(CN)
4
]
2
-
1,4
×
10
-
19
[CdCl
4
]
2
-
9
×
10
-
3
[CdI
4
]
2
-
8
×
10
-
7
[Co(NН
3
)
6
]
2+
7,7
×
10
-
6
[Co(NH
3
)
6
]
3+
2,1
×
10
-
13
[Cu(CN)
4
]
2
-
8
×
10
-
20
[Co(CNS)
4
]
2
-
1,0
×
10
-
3
[Cu(CN)
4
]
3
-
5
×
10
-
28
[Cu(NH
3
)
4
]
2+
5
×
10
-
14
[CuCl
4
]
2
-
2,4
×
10
-
6
[Cu(OH)
4
]
2
-
6
×
10
-
7
[Fe(CN)
6
]
4
-
1
×
10
-
27
[Fe(CN)
6
]
3
-
1
×
10
-
33
[HgS
2
]
2
-
1
×
10
-
53
[HgCl
4
]
2
-
6
×
10
-
17
[HgBr
4
]
2
-
2
×
10
-
22
[HgI
4
]
2
-
5
×
10
-
31
[Hg(CN)
4
]
2-
4
×
10
-
41
[Hg(CNS)
4
]
2
-
1
×
10
-
22
[Hg(NH
3
)
4
]
2+
5,2
×
10
-
20
[Ni(NH
3
)
6
]
2+
1,8
×
10
-
9
[Ni(CN)
4
]
2
-
3,0
×
10
-
16
[PtCl
4
]
2
-
1,0
×
10
-
10
[SiF
6
]
2
-
6,3
×
10
-
8
[Zn(NH
3
)
4
]
2+
3,5
×
10
-
10
[Zn(CN)
4
]
2
-
1,0
×
10
-
15
[Zn(OH)
4
]
2
-
3,6
×
10
-
16
[Zn(CNS)
4
]
2
-
5
×
10
-
2
Таблица 3.9
Растворимость некоторых солей и оснований в воде
Анионы
Катионы
L
i
+
N
a
+
K
+
N
H
4
+
C
u
2
+
A
g
+
M
g
2
+
C
a
2
+
S
r
2
+
B
a
2
+
Z
n
2
+
H
g
2
+
A
l
3
+
S
n
2
+
P
b
2
+
B
i
3
+
M
n
2
+
F
e
3
+
F
e
2
+
Cl
-
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
М
-
Р
Р
Р
Br
-
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
М
Р
Р
М
-
Р
Р
Р
I
-
Р
Р
Р
Р
-
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Н
-
Н
-
Р
NO
3
-
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
-
Р
Р
Р
Р
Р
CO
3
COO
-
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
-
Р
-
Р
-
Р
S
2-
Р
Р
Р
Р
Н
Н
-
Р
Р
Р
Н
Н
-
Н
Н
Н
Н
Н
Н
SO
3
2-
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
-
Н
Н
Н
-
Н
SO
4
2-
Р
Р
Р
Р
Р
М
Р
М
Н
Н
Р
-
Р
Р
Н
-
Р
Р
Р
CO
3
2-
Р
Р
Р
Р
-
Н
Н
Н
Н
Н
Н
-
-
-
Н
Н
Н
-
Н
SiO
3
2-
Р
Р
Р
-
-
-
Н
Н
Н
Н
Н
-
Н
-
Н
-
Н
Н
Н
CrO
4
2-
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
М
М
Н
Н
Н
-
-
Н
Н
Н
-
-
PO
4
3-
Н
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
OH
-
Р
Р
Р
Р
Н
-
Н
М
М
Р
Н
-
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Условные обозначения: Р - растворимое вещество; М – малорастворимое; Н – практически
нерастворимое; - – вещество не существует или разлагается водой.
ПРИЛОЖЕНИЕ 4
ПРИБОРЫ И РЕАКТИВЫ
Работа 1. Свойства неорганических соединений различных классов
133
Штатив с реактивами и пробирками, спиртовка, оксид магния, вода. Растворы лакмуса и фенолфталеина, оксид фосфора (V), оксид бора,
оксид меди (
II
), железный гвоздь. Растворы: соляной (хлороводородной) кислоты (10% и 2 н.), серной
кислоты (2 н.), гидроксида натрия (едкого натра) (2 н.), сульфата меди (2 н.),
хлорида цинка (2 н.), сульфата никеля (2 н.), сульфата хрома (
III
) (2 н.),
хлорида железа (
III
) (2 н.), сульфата алюминия (2 н.), карбоната натрия (соды)
(2 н.), хлорида бария (2 н.), хлорида меди (2 н.), нитрата свинца (2 н.),
сульфата марганца (2 н.), сульфата кобальта (2 н.), сульфида аммония.
Работа 2. Скорость химических реакций.
Штатив с пробирками, секундомер или часы с секундной стрелкой,
термостаты, стаканчики объемом 200мл., термометры, пипетки, лучинки,
диоксид марганца (порошок), мел (кусочки и порошок), дист. вода. Растворы тиосульфата натрия (1 н. и разб. 1:200), серной кислоты (2 н.,
разб. 1:200), пероксида водорода (10%), соляной кислоты (2 н.),хлорид
железа(
III
) (1%-ный, 0,1н.), тиосульфата натрия(5%-ный), сульфата меди(
II
)
(0,1%-ный). Работа 3. Химическое равновесие. Штатив с пробирками, установка, состоящая из двух сообщающихся
сосудов, заполненных диоксидом азота и его димером, хлорид калия (крист.),
ацетат натрия, кристаллический. Фенолфталеин, 0,1%-ный этанольный
раствор. Растворы: хлорида железа(Ш) и роданида калия (насыщенные и 0,00025
н.), сульфата меди(
II
)( 5%-ный), хлорид натрия (насыщенный). Работа 4. Процессы,протекающие при образовании растворов. Штатив с пробирками, цилиндры с притертыми пробками, бензол, спирт,
вода дистиллированная. Кристаллические вещества: йод, нитрат аммония,
нитрат натрия, серная кислота конц., хлорид натрия.
134
Работа 5. Приготовление растворов заданной концентрации
.
Технохимические весы, калька, мерные цилиндры на 50, 100 и 150мл,
стаканы емкостью 100 и 150 мл, стеклянные палочки с резиновым
наконечником, шпатель, воронки диаметром 3-4 см, набор ареометров
(
r
=1,005–1,1 г/см
3
), сушильный шкаф, пипетки на 10 мл, мерные колбы на 50
и 100 мл бюретки на 50 мл, конические колбы емкостью 100 мл, бихромат
калия (кристаллический), вода дистиллированная. Растворы серной кислоты 10%-ный (по массе), едкого натра 0,1 н.
(титрованный), метилового оранжевого.
Работа 6. Свойства растворов электролитов. Штатив с пробирками, установка для наблюдения электропроводности
растворов, установка для сравнения электропроводности растворов,
химические стаканы, лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, вода
дистиллированная, кристаллические сахар и хлорид натрия. Растворы: соляной кислоты (0,1 н. и 2 н.), едкого натра (0,1 н. и 2 н.),
уксусной кислоты (0,1 н.), гидроксида аммония (0,1 н.), серной кислоты
(конц., разбавленной в 25, 50 и 250 раз, 1 н., 2 н.), силиката натрия (0,1 н.),
хлорида железа(
III
) (0,1 н.), карбоната натрия (0,1 н.), хлорида аммония (0,1
н.), нитрата свинца (0,1 н.), хлорида натрия (0,1 н.), сульфата натрия (0,1 н.),
фосфата натрия (0,1 н.), нитрата серебра (0,1 н.), хлорида бария (0,1 н.),
сульфата никеля (0,1 н.), кобальта (0,1 н.), меди (0,1 н.), марганца (0,1 н.),
хлорида хрома(
III
) (0,1 н.), хромата калия (0,1 н.), перманганата калия (0,1 н.).
Работа 7. Гидролиз.
Штатив с пробирками, водяная баня. Растворы: фенолфталеина, лакмуса (нейтральный), метилового
оранжевого, соляной кислоты (концентрированный (
r
= 1,19г/см
3
и 0,1 н.),
едкого натра (0,1 н.), ацетата натрия (0,5 н.), карбоната натрия (0,5 н.),
сульфита натрия (0,5 н.), хлорида аммония (0,5 н.), сульфата (хлорида)
135
алюминия (0,5 н.), сульфата хрома(
III
) (0,5 н.), сульфида аммония (0,5 н.),
хлорида висмута (0,5 н.), хлорида сурьмы (0,5 н.), хлорида олова (
II
) (0,5 н.).
Работа 8. ОВР.
Штатив с пробирками, стеклянные палочки, спиртовка, лучинки, хлорная
вода, бромная вода, йодная вода, сероводородная вода (растворы хлора,
брома, йода, сероводорода в воде). Бензол или четыреххлористый углерод,
цинк, железо, алюминий, олово, медь, сульфит натрия (кристаллический), йод
(кристаллический). Растворы: бромида калия (0,5 н.), иодида калия (0,5 н.), хлорида натрия
(0,5
н.), соляной кислоты (10%–ный), гидроксида натрия (едкого натра) (10%–
ный), перманганата калия (0,5 н.), уксусной кислоты (2 н.), серной кислоты
(концентрированный r
= 1,84г/см
3
и 2 н.). Крахмальный клейстер
(свежеприготовленный), пероксид водорода (10%–ный).
Работа 9. Электрохимические процессы
. Милливольтметр М2020, гальванометр; источник питания ИДП–1 или
ИЭПП–2; штатив; электрохимические U
–образные ячейки с графитовыми
электродами; стаканы, емкостью 50–100 мл; электролитный мостик,
заполненный раствором NaCl
в агар-агаре; штатив с пробирками; цинк
(гранулированный); медь (проволока); пластина оцинкованного железа;
пластина луженого (покрытого оловом) железа. Растворы: лакмуса (нейтральный); фенолфталеина; крахмального
клейстера; ZnSO
4
(1М); CuSO
4
(1М); H
2
SO
4
(2 н.); K
3
[
Fe
(
CN
)
6
] (2 н.); Na
2
SO
4
(2н.); KI
(2 н.).
Работа 10. Получение комплексных соединений, изучение их свойств и
методов разрушения.
Штатив с пробирками; микрошпатель; хлорид гексааквакобальта (
II
) (крист.);
гексоцианоферрат(
III
) калия (крист.); ацетат натрия, нитрит натрия, хлорид
цинка(
II
). Ацетон, спирты этиловый и амиловый; бензол. 136
Растворы: HCl
(конц. и 2 н.); HNO
3
(2 н.); NaOH
(2 н.); аммиака (25%
-
ный
и 1 н.); NiSO
4
(0,5 н.); CuSO
4
(0,5 н.); AgNO
3
(0,1 н.); Hg
(
NO
3
)
2
(0,5 н.); KI
(0,1
н., 0,5 н. и насыщенный); Na
2
S
2
O
3
(1 н.); K
4
[
Fe
(
CN
)
6
] (0,5 н.); NH
4
CNS
(насыщенный); CoCl
2
(0,5 н.); ZnSO
4
(0,5 н.); CdSO
4
(0,5 н.); (
NH
4
)
2
C
2
O
4
(0,5
н.); (
NH
4
)
2
S
(свежеприготовленный 0,5 н.).
сульфатов марганца(
II
), железа(
II
),
кобальта(
II
), никеля(
II
), меди(
II
), цинка(
II
), хлорида кобальта(
II
) (10% -ный) ,
аммиака (25%-ный)
, сульфата меди(
II
) (10%-ный), бромоводородной кислоты
(60%-ный),
хлорида кобальта(
II
) (насыщенный), хлорида железа(
III
) (1%-ный,
0,1н.), роданида аммония (10%-ный), фторида аммония (20%-ный), серной
кислоты (1н).
Содержание
Работа № 1 Свойства неорганических соединений различных классов
3
Работа № 2 Скорость химических реакций
22
137
Работа № 3 Химическое равновесие
27
Работа № 4 Процессы, протекающие при образовании растворов 34
Работа № 5 Приготовление растворов заданной концентрации 39
Работа № 6 Свойства растворов электролитов
51
Работа № 7 Гидролиз
59
Работа № 8 Окислительно-восстановительные реакции 69
Работа № 9 Электрохимические процессы 89
Работа № 10. Получение комплексных соединений, изучение их свойств и
методов разрушения
100
Приложение 1.
Правила безопасной работы при проведении лабораторных работ
115
Приложение 2.
Требования к оформлению лабораторных работ
118
Приложение 3. Таблицы физико-химических констант
различных веществ
120
Приложение 5. Приборы и реактивы
139
Литература
138
Автор
zimin
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
9 066
Размер файла
3 722 Кб
Теги
методичка_лабы_химия
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа