close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

7338.1493.Неорганическая химия практикум

код для вставкиСкачать
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Министерство сельского хозяйства Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное
учреждение высшего образования
«Самарская государственная сельскохозяйственная академия»
Н. П. Бакаева
О. Л. Салтыкова
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ
Практикум
Кинель 2016
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
УДК 546 (075)
ББК 24.1 Я7
Б19
Рецензенты:
д-р хим. наук, проф. кафедры «Органическая, биоорганическая
и медицинская химия», заслуженный деятель науки и техники РФ,
ФГАОУ ВО «Самарский государственный аэрокосмический университет
им. академика С. П. Королева»
П. П. Пурыгин;
канд. биол. наук, доцент кафедры «Садоводство, ботаника и физиология
растений», ФГБОУ ВО Самарская ГСХА
Н. М. Троц
Бакаева, Н. П.
Б19 Неорганическая химия : практикум / Н. П. Бакаева,
О. Л. Салтыкова. – Кинель : РИЦ СГСХА, 2016. – 173 с.
ISBN 978-5-88575-423-1
Практикум содержит описание лабораторных работ, охватывающих основные разделы курса «Неорганическая химия».
Предназначен для студентов, обучающихся по направлению
подготовки 35.03.04 «Агрономия».
УДК 546 (075)
ББК 24.1 Я7
ISBN 978-5-88575-423-1
© Бакаева Н. П., Салтыкова О. Л., 2016
© ФГБОУ ВО Самарская ГСХА, 2016
2
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Введение
Химия занимает центральное место в ряду естественных наук,
поскольку она изучает элементы и образуемые ими соединения,
которые составляют Вселенную.
Химия является центральной, фундаментальной наукой также
и потому, что в любой отрасли человеческой деятельности, связанной с какими-либо проявлениями материального мира, неизбежно приходится сталкиваться со свойствами различных
веществ – их прочностью, токсичностью, способностью взаимодействовать с другими веществами, а также с их изменениями при
тех или иных условиях. Все это является предметом изучения химии.
Химия играет первостепенную роль в решении продовольственной проблемы. Химизация сельского хозяйства предусматривает проведение следующих мероприятий:
1) широкое применение минеральных макро- и микроудобрений,
а также кормовых фосфатов. Минеральные удобрения – самое
мощное и эффективное средство повышения урожаев и качества
сельскохозяйственной продукции;
2) внесение извести, гипса и других веществ для улучшения
структуры почв;
3) применение гербицидов (уничтожение сорняков);
4) применение стимуляторов роста растений и плодоношения;
5) применение ядохимикатов (от насекомых и грызунов);
6) борьба с болезнями растений;
7) использование химических веществ в кормовых рационах животных.
Роль химии в нашей жизни очень велика. Представители многих профессий могут считаться по-настоящему квалифицированными специалистами, если они понимают химические идеи, лежащие в основе их работы, и умеют при необходимости их использовать.
В процессе изучения данного практикума у обучающихся
должны формироваться следующие профессиональные компетенции: способность использовать основные законы естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности, применять
методы математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования.
3
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа № 1
Свойства основных классов неорганических соединений
Вещество – это любая совокупность атомов или молекул,
находящаяся в определенном агрегатном состоянии. Вещества,
молекулы которых состоят из атомов одного и того же элемента
(одноэлементные), называются простыми веществами, а состоящие из атомов разных химических элементов, называются сложными веществами или химическими соединениями.
Неорганические сложные вещества (соединения) можно классифицировать по составу и по функциональным признакам. По
составу соединения подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные. По функциональным признакам – на оксиды, основания (гидроксиды), кислоты и соли.
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из
двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующие или индиффирентные, безразличные оксиды им не соответствуют ни кислоты, ни основания.
Например: CO, SiO, N2 O, NO.
Солеобразующие оксиды делятся на основные, амфотерные и
кислотные. Характерны реакции присоединения.
Названия оксидов образуются из слова оксид и названия второго элемента, в родительном падеже:
ВаО – оксид бария; К2 О – оксид калия.
Если элемент проявляет переменную валентность и образует
несколько оксидов, то после названия оксидообразующего элемента в скобках указывается валентность:
N2 O5 – оксид азота (V); N2 O – оксид азота (I).
В органической химии используются приставки греческих
числительных ди-, три-, тетра-, обозначающих количество атомов
кислорода, приходящегося на один атом элемента:
PbO2 – диоксид свинца; NO – монооксид азота.
Названия оксидов по систематической номенклатуре включают греческие числительные:
Mn2 O7 – гептаоксид димарганца; Fe2 O3 – триоксид дижелеза.
Получение оксидов.
1) Окисление простых и сложных веществ:
4
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2Мg + О2 = 2МgO, кроме Na, K, Ag, Pt, Au, Fe, Al
C + O2 = CO2
2) Pазложение при нагревании нерастворимых оснований, некоторых оксокислот и солей:

2Fe(OH)3 → Fe2 O3 + 3H2 O

H2 SiO3 → SiO2 + H2 O

H2 SO3 → SO2 + H2 O

BaO + SiO2 → BaSiO3

CaCO3 → CaO + СО2
Химические свойства оксидов.
1) Взаимодействие оксидов с водой:
CaO + H2 O = Ca(OH)2 P 2 O5 + 3H2 O = 2H3 PO4
2) Взаимодействие основного и кислотного оксидов:

BaO + SiO2 → BaSiO3
3) Реакции различных оксидов с кислотами или основаниями:
FeO + H2 SO4 = FeSO4 + H2 O
СО2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2 O
4) Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.
5) Реакции различных оксидов с образованием солей:
Cr2 O3 + 3SO3  Cr2 (SO4 )3
су льфат хрома
6) Реакции амфотерных оксидов с кислотами и основаниями:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2 O
хлорид цинка
ZnO + 2KOH = K2 ZnO2 + H2 O
цинкат калия
Основаниями называются сложные вещества, состоящие из
атома металла и гидроксогрупп ОН (отсюда их второе название
гидроксиды).
Основания принято делить на растворимые в воде (щелочи) и
нерастворимые (прил. 1), а также амфотерные. Название оснований образуется из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже:
Zn(OH)2 – гидроксид цинка.
Если атом металла имеет переменную валентность, то она
указывается в конце названия в скобках:
Fe(OH)2 – гидроксид железа(II); Fe(OH)3 – гидроксид железа(III).
5
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Получение оснований.
1) Реакции активных металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2H2 O  2NaOH + H2 
Na2 O + 2H2 O  2NaOH
2) Получение нерастворимых оснований (реакция обмена):
FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2  + Na2 SO4
3) Электролиз водных растворов:
2NaC1 + 2H2 O  2NaOH + H2  + Cl2 
Химические свойства оснований.
1) Основания меняют окраску индикаторов: красного лакмуса в
синий, бесцветного фенолфталеина в малиновый, оранжевого метилоранжа – в желтый.
2) Реакция нейтрализации:
NaOH + HNO3  2NaNO3 + H2 O
[ПС 4]
3) Разложение нерастворимых оснований при нагревании:

Мg(ОН)2  → МgO + H2 O

Сu(ОН)2  → СuO + H2 O
4) Реакция щелочей с кислотными оксидами:
2КОН + СО2 = К2 СО3 + Н2 О
NaОН + СО2 = NaHСО3 + Н2 О
5) Реакция щелочей с солями, при этом образуются нерастворимые основания:
6KOH + Fe2 (SO4 )3  Fe(OH)3  + 3K2 SO4
6) Взаимодействие амфотерных оснований с кислотами (основные свойства) с образованием соли и воды:
Cr(ОН)3 + НСl  Cr(ОН)2 Сl + Н2 О
Дигидроксохлорид хрома(III)
7) Взаимодействие с щелочами (кислотные свойства):

Sn(OH)2 + 2NaOH → Na2 SnO2 + Н2 О
Станнит натрия
8) Взаимодействие при нагревании с кислотными оксидами и солями с образованием солей:

2Fe(OH)3 + 3SO3 → Fe2 (SO4 )3 + 3H2 O

2Fe(OH)3 + Na2 CO3 → 2NaFeO2 + 3H2 O + CО2
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов и кислотных
остатков.
6
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Кислоты делятся на бескислородные (растворы газов в воде
HF, HCl, HI, H2 S и др.) и кислородосодержащие или оксокислоты
(H2 SO4 , HNO3 , H3 PO4 и др.).
Кислоты различаются по степени кислотности (силе). Ниже
представлены ряды в порядке убывания степени кислотности:
– сильные HClO4 , HCl, H2 SO4 , HMnO4 , HNO3 , НС1О3 ;
– средние H2 CrO4 , H2 SO3 , HClO2 , H3 PO4 , HF, HNO2 ;
– слабые H2 CO3 , H2 S, HСlO, HCN, H2 SiO3.
Для бескислородных кислот названия кислот образуются от
названия неметалла с добавлением слова «водородная»:
HCl – хлороводородная кислота.
Названия кислотных остатков этих кислот имеют
окончание -ид:
Cl – хлорид; I – иодид; S2 – сульфид.
Для оксокислот название зависит от валентности кислотообразующего элемента:
VI
V
IV
H2 SO4 – серная, HNO3 – азотная, H2 SiO3 – кремниевая,
IV
III
H2 SO3 – сернистая, HNO2 – азотистая.
Если элемент образует более чем две кислоты, то окончания
будут следующие: -ная, -новатая, -истая, -новатистая.
Например, оксокислоты хлора будут иметь следующие названия:
VII
V
HClO4 – хлорная; HClO3 – хлорноватая;
III
I
HClO2 – хлористая; HClO – хлорноватистая.
Кислотные остатки имеют окончания -ат или -ит в зависимости от валентности:
VI
IV
SO4 –2 – сульфат; SO3 –2 – сульфит,
VI
II
HSO4 – – гидросульфат; H2 PO3 – – дигидрофосфит.
Получение кислот.
1) Взаимодействие кислотных оксидов с водой:
а) получение растворимых кислот:
SO3 + Н2 О  H2 SO4
б) получение различных кислот:
– метафосфорная кислота Р 2 О5 + Н2 О = 2НРО3
– ортофосфорная кислота Р 2 О5 + 3Н2 О = 2Н3 РО4
7
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
– пирофосфорная кислота Р 2 О5 + 2Н2 О = 2Н4 Р 2 О7
2) Получение нерастворимых и более слабых кислот (реакция
обмена):
Na2 SiO3 + H2 SO4  Na2 SO4 + H2 SiO3 
BaBr2 + H2 SO4  BaSO4  + 2HBr
3) Получение бескислородных кислот (растворение газов в воде):
H2 + Cl2  2HCl
H2 + S  H2 S
4) Действие на некоторые неметаллы сильных окислителей:
3P + 5HNO3 + 2Н2 О = 3Н3 РО4 + 5NO
I2 + 5Cl2 + 6Н2 О = 2HIO3 + 10HCl
Химические свойства кислот.
Химические свойства кислот обеспечивает высокая подвижность атомов водорода, входящих в состав этих соединений.
1) Реакция кислот с металлами:
а) для металлов стоящих в ряду напряжения до водорода:
Fe + H2 SO4(p-p)  FeSO4 +H2  [ ПС6]
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 
б) в реакциях с азотной кислотой водород не выделяется:
Zn + 4HNO3  Zn(NO3 )2 + 2NO2 + H2 O
в) для металлов стоящих в ряду напряжения после водорода и
только с сильными кислотами:
Cu + 2H2 SO4  CuSO4 + SO2 +2H2 O
2) Реакция нейтрализации
H2 SO4 + 2KOH  K2 SO4 + 2H2 O
3) Реакция с основаниями и амфотерными оксидами:
FeO + HCl  FeCl2 +H2 O
Al2 O3 + 3H2 SO4  Al2 (SO4 )3 + 3H2 O
4) Взаимодействие с солями (реакция обмена). Сильные кислоты
вытесняют слабые:
ZnCl2 + H2 SO4 (конц)  ZnSO4 + 2HCl [ПС7]
Кислоты меняют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса
в красный, оранжевого метилоранжа в розовый.
Соли являются сложными веществами – это продукты замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла
или продукты замещения гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками.
8
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Например:
HCl  NaCl
Ca(OH)2  Ca(NO3 )2
Классификация солей:
- средние (нормальные) – H2 SO4  K2 SO4 ; Fe(OH)3 
Fe(NO3 )3 ;
- кислые – H2 SO4  NaHSO4 ;
- основные – Fe(OH)Cl;
- двойные – K2 NaPO4 (бикалия-натрия фосфат);
- смешанные – СаОСl2 (хлорид-хлорит кальция);
- комплексные – K4 [Fe(CN)6 ] – гексоцианоферрат (II) калия,
[Cu(NH3 )4 ]SO4 сульфат тетраамин меди(II).
Название солей состоит из названия кислотного остатка и металла, если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в скобках:
KNO3 – нитрат калия;
FeSO4 – сульфат железа (II);
Na2 SO3 – сульфит натрия;
NaHSO4 – гидросульфат натрия;
NaH2 PO4 – дигидрофосфат (V) натрия;
Al(OH)SO4 – гидроксосульфат алюминия;
Al(OH)2 Cl – дигидроксохлорид алюминия;
KNaSO4 – сульфат калия-натрия;
СаСlВr – хлорид-бромид кальция;
CuSO4 5H2 O – пентагидрат сульфата меди (II);
[Ag(NH3 )2 ]2 SO4 – сульфат диамин серебра (I);
K[Al(OH)4 ] – тетрагидроксиалюминат калия.
Получение солей.
1) Реакции кислот с металлами, основными оксидами, щелочами,
солями:
2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2  (с HNO3 , H2 SO4 (конц) вместо водорода образуются другие продукты)
Ag2 O + 2HNO3  2AgNO3 + H2 O
KOH + HNO3  KNO3 + H2 O
AgNO3 + HCl  AgCl + HNO3
2) Реакции гидроксидов с кислотными оксидами и солями:
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2 O
KOH + FeCl3  KCl + Fe(OH)3 
9
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3) Реакция между основным и кислотным оксидами:
CaO + SO3  CaSO4
4) Взаимодействие металлов с неметаллами, солями:
2K + Cl2  2KCl
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu
5) Взаимодействие солей:
MgSO4 + BaCl2  BaSO4  + MgCl2
Кислые соли получают неполной нейтрализацией кислот или
действием избытка кислоты на средние соли, щелочи, оксиды:
NaOH + H2 SO4  NaHSO4 + H2 O
Na2 SO4 + H2 SO4  2NaHSO4
NaCl + H2 SO4  NaHSO4 + HCl 
CaCl2 + 2CO2 + 2H2 O  Ca(HCO3 )2 + 2HCl
Основные соли получают добавлением щелочей к средним
солям:
AlCl3 + 2NaOH  Al(OH)2 Cl + 2NaCl
2MgCl2 + 2Na2 CO3 + H2 O  [Mg(OH)2 ]CO3 + CO2 + 2Na
Химические свойства солей.
1) Термическое разложение солей:

NH4 Cl → NH3 + HCl
Продукты реакции разложения зависят от активности металла.
а) для гидрокарбонатов, кроме элементов IA подгруппы:

Са(НСО3 )2 → СаО + СО2  + Н2 О
б) для гидрокарбонатов элементов IA подгруппы:

2NaНСО3 → 2Na2 СО3 + СО2 + Н2 О
в) для карбонатов, кроме IA, которые при нагревании не разлагаются:

СаСО3 → СаО + СО2 
г) для нитратов металлов, стоящих в ряду напряжений правее
меди:

2AgNО3 → 2Ag + 2NО2 + О2
д) для нитратов металлов, стоящих в ряду напряжений от магния до меди:
2Cu(NО3 )2 –t 2CuO + 4NО2  + О2 
10
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
е) для нитратов металлов, стоящих в ряду напряжений левее
магния:

2NaNО3 → 2NaNО2 + О2 
2) Вытеснение металла из соли более активным металлом (реакция замещения). Растворимые в воде соли взаимодействуют с более активным металлом, чем металл, входящий в состав соли:
Zn + Hg(NO3 )2 = Zn(NO3 )2 + Hg
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
3) Реакции обмена:
а) Взаимодействие возможно, если образуются нерастворимая
соль или основание:
CuSO4 +2NaOH = Cu(OH)2 + Na2 SO4
Na2 SO4 + Ва(OH)2 = 2NaOH + BaSO4
б) Если соль образована слабым многокислотным основанием,
при взаимодействии с недостатком щелочи могут образовываться
основные соли:
FеСl3 +2КОН = Fe(OH)2 Сl + 2KСl
FеСl3 + КОН = FeOHСl2 + KСl
в) При взаимодействии нормальной соли с избытком кислоты
образуется новая нормальная нерастворимая соль и новая более
слабая кислота, чем в исходных веществах:
CuSO4 +H2 S  CuS + H2 SO4
Рb(NO3 )2 + 2НI = PbI2 + 2HNO3
Рb(СН3 СОО)2 + 2HNO3 = Рb(NO3 )2 + СН3 СООH
г) Одна из образующихся солей должна быть нерастворимой:
CaCl2 + Na2 CO3  CaCO3 + NaCl
д) Взаимодействие нормальной соли, образованной многоосновной кислотой с избытком этой кислоты, приводит к образованию кислой соли:
Na2S + Н2S (избыт) = 2NaНS
4) Гидролиз:
K2 S + H2 O  KHS + KOH
Химические свойства кислых и основных солей.
Кислые соли вступают в реакции характерные для кислот, основные – для оснований.
1) Термическое разложение:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2  + H2 O
11
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»

[Cu(OH)]2 CO3 → 2CuO + CO2  + H2 O
2) Реакции обмена:
AlOHCl2 + NaOH (недост) = Al(OH)2 Cl + NaCl
AlOHCl2 + 2NaOH (избыт) = Al(OH)3 + 2NaCl
Основная соль в зависимости от числа гидроксогрупп и количества щелочи может образовывать нормальную соль и новую основную соль или нерастворимое основание и соль.
3) Реакция нейтрализации:
а) Основная соль, содержащая одну гидроксогруппу ОН, при
взаимодействии с избытком кислоты, образует нормальную соль и
воду:
СuОНNO3 + HNO3 = Сu(NO3 )2 + H2 O
Fe(OH)Cl + HCl  FeCl2 + 2H2 O
б) Если основная соль содержит две гидроксогруппы при взаимодействии с недостатком кислоты образуется основная соль,
при избытке – нормальная соль:
Cr(ОН)2 Сl + НСl (недост)  CrОНСl2 + Н2 О
Cr(ОН)2 Сl + 2НСl (избыт.)  CrСl3 + 2Н2 О
в) При взаимодействии основной соли с кислотой, не образующей эту соль, в результате реакции образуется смесь солей и вода:
2CuОНNО3 + 2НСl = 2Cu(NО3 )2 + CuCl2 + 2H2 O
г) Кислые соли в зависимости от числа атомов водорода и количества щелочи взаимодействуют со щелочами с образованием
кислой или средней соли и воды:
Ca(HCO3 )2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2 O
KН2 РО4 + КOH (недост.) = K2 НРО4 + H2 O
KН2 РО4 + 2КOH (избыт.) = K3 РО4 + 2H2 O
д) Кислые соли при взаимодействии с избытком кислоты, не
образующей эту соль, образуют нормальную соль:
Mg(НСO3 )2 + НСl = MgСl2 + 2H2 O + CO2
4) Гидролиз:
KHS + H2 O  H2 S + KOH
Cu(OH)Cl + H2 O Cu(OH)2 + HCl
Опыт 1. Получение оксидов.
1) Разложение гидроксидов.
12
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Взаимодействием сульфата меди и щёлочи получите гидроксид меди – Cu(OH)2 . Полученный осадок нагрейте на спиртовке.
Опишите наблюдения, напишите уравнения реакций.
2) Разложение основных солей.
В пробирку поместите основную соль карбоната меди
(CuOH)2 CO3 и нагрейте до полного разложения соли. Отметьте
цвет продукта реакции в пробирке после нагревания. Укажите
причины образование капель влаги на стенках пробирки. Напишите уравнение реакции.
Опыт 2. Получение оснований.
1) Взаимодействие оксида металла с водой.
В пробирку с водой поместите немного оксида кальция или
бария. Прибавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеин). Опишите
наблюдения. Объясните изменение окраски индикатора. Запишите
уравнения реакции.
2) Взаимодействие соли с растворимым основанием.
В пробирку налейте 1 мл сульфата никеля (II) и добавьте в избытке NaOH. Отметьте цвет получившегося раствора и осадка.
Опишите результаты наблюдений. Напишите уравнение реакции.
Опыт 3. Взаимодействие кислот с металлами.
1) В две пробирки налейте по 1 мл 2 н. соляной кислоты, в
первую пробирку поместите кусочек цинка, во вторую – меди.
Объясните выделение газа, наблюдаемое в 1-й пробирке, и отсутствие реакции – во второй. Напишите уравнения реакции. Аналогичные опыты проведите с концентрированной соляной кислотой.
Напишите соответствующие уравнения реакции. Опишите наблюдения. Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.
Уравняйте уравнения реакций методом электронного баланса.
2) В две пробирки поместите по кусочку цинка. В одну – прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты H2 SO4 , в другую –
концентрированной. Осторожно нагрейте. Составьте уравнения
реакций, имея в виду, что во второй пробирке в первой стадии
восстановления серной кислоты образуется оксид серы (IV), обнаруживается по запаху, а на второй свободная сера (жидкость в
пробирке мутнеет). Конечным продуктом восстановления может
быть сероводород (обнаруживается по запаху). Что является окислителем? Чем отличается действие концентрированной серной
кислоты H2 SO4 на цинк Zn от действия разбавленной.
13
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3) В две пробирки внесите по кусочку меди. Добавьте в одну
пробирку разбавленную, в другую концентрированную серную
кислоту H2 SO4 . Вторую пробирку осторожно нагрейте. Что
наблюдаете? Определите выделяющийся во второй пробирке газ
по запаху. Составьте уравнения реакций. Объясните различие в
действии разбавленной и концентрированной серной кислоты
H2 SO4 на медь Cu. Что является окислителем?
В чём различие действия концентрированной серной кислоты
H2 SO4 на цинк Zn и медь Cu?
Опыт 4. Взаимодействие кислот с солями.
В две пробирки налейте по 1 мл разбавленной серной кислоты
H2 SO4 , в первую пробирку добавьте немного кристаллического
ацетата натрия CH3 COONa, а во вторую – сульфита натрия Na2 SO3.
Определите по запаху выделяющийся газообразный продукт и запишите уравнения протекающих реакций.
Опыт 5. Получение и химические свойства амфотерных
гидроксидов.
1) Получение амфотерного гидроксида.
В пробирку с хлоридом алюминия AlCl3 добавьте небольшое
количество щёлочи – гидроксида натрия NaOH или гидроксида
калия KOH. Отметьте выпадение осадка и его цвет. Запишите
уравнение реакции.
2) Свойства амфотерного гидроксида.
Полученный осадок разделите на две пробирки. В одну добавьте соляную кислоту, а во вторую избыток гидроксида натрия
NaOH или гидроксида калия KOH. Отметьте свои наблюдения и
напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Получение солей.
1) Взаимодействие солей между собой.
В две пробирки с раствором нитрата свинца Pb(NO3 )2 добавьте: в первую – раствор хлорида натрия NaCl, во вторую – раствор
сульфата магния MgSO4 .
Напишите уравнения химических реакций и определите, какие вещества выпали в осадок.
2) Взаимодействие соли и более активного металла.
В три разные пробирки налейте сульфат меди CuSO4 , сульфат
натрия Na2 SO4 , ацетат свинца Pb(CH3 COO)2 . Затем, в каждую по14
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ложите по кусочку цинка Zn и дайте постоять. Отметьте свои
наблюдения и запишите уравнения реакций.
Аналогичные опыты проведите с медью Cu, заменив цинк Zn.
Объясните проведённые опыты и сделайте вывод о направлении
протекания подобных реакций.
3) Взаимодействие соли со щёлочью.
В пробирку с 1 мл раствора хлорида кобальта CoCl2 по каплям
добавьте раствор гидроксида натрия NaOH. Определите цвет
образующегося осадка. Напишите уравнения реакций, учитывая,
что сначала образуется основная соль кобальта, а затем его гидроксид.
Задания
1. Назовите следующие соединения: Cl2 O7 ; НМnО4 , СН3 СООН,
HCN; H3 PO4 ; SnO2 ; Аl2 O3 ; Sn(ОН)4 ; NaH2 PO4 ; СаНРО4 ; HClO4 ;
Bi(OH)3 ; КОН; СuОН; (NH4 )2 SО4 ; Р 2 О5 ; Аl2 (SО4 )3 ; ZnCl2 ; СаСlВr;
Al(OH)SO4 , укажите, к каким классам соединений они относятся.
2. Напишите эмпирические и структурные формулы следующих
веществ: оксид хлора(V), угольная кислота, гидроксид железа(III),
фосфат кальция, гидросульфит калия, гидроксонитрат меди(II).
3. Напишите уравнения возможных реакций SO3 и представленных соединений: NaOH, CO2 , H2 O, H3 PO4 , BaO, Zn(OH)2 ?
4. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения:
Сu  Сu(NО3 )2  Сu(ОН)2  СuSO4  Al2 (SO4 )3
S  SO2  Na2 SO3  H2 SO3  SO2  BaSO3  Ba(NO3 )2
BaO  BaCl2  Ba(OH)2  Ba(HCO3 )2  BaCO3  BaO, CO2
5. Какие 4 соли можно получить при действии гидроксида бария
на фосфорную кислоту? Напишите уравнения реакций, назовите
полученные соли.
6. Напишите и назовите все возможные соли:
а) H2 SO4 +Ca(OH)2 
б) Bi(OH)3 +HNO3 
в) NaOH+H2 CO3 
7. Получите гидроксид кальция всеми возможными способами.
8. Как можно получить соль ZnSO4 ? Напишите не менее 6 уравнений реакций.
9. Напишите уравнения гидратации следующих оксидов. Какие
оксиды не взаимодействуют с водой при обычных условиях?
15
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
CaO, CO2 , P 2 O5 , Fe2 O3 , HPO3 , Na2 O, BaO, SO3 , SO2 , SiO2 .
10. Напишите реакции разложения следующих веществ: H2 SO3 ,
(FeOH)2 SO4 , Fe(OH)3, CaCO3 . Назовите исходные и полученные
вещества.
11. Закончите уравнения реакций:
а) ZnO + KOH 
г) P 2 O5 + BaO 
б) ZnO + H2 SO4 
д) CO2 + Ca(OH)2 
в) Al2 O3 + Na2 O 
е) HCl + Cr(OH)3 
12. Укажите основные остатки, определите их валентность и
назовите данные соли: CuOHCl, Al(OH)2 NO3 , AlOHSO4 ,
[Fe(OH)2 ]2 SO4 , Cr(OH)2 , H3 PO4 , HClO3 , B2 O3 , Ca(OH)2 , Na2 SiO3 ,
NaH2 PO4 , (CaOH)2 SO4 .
13. Укажите кислотные остатки и определите их валентность:
Na3 PO4 , Na2 HPO4 , KH2 PO4 , Ca(HCO3 )2 , LiHSO4 .
14. С какими из перечисленных веществ будет реагировать
CuSO4 : Na2 SO4 , NaOH, HNO3 , Fe, BaCl2 , CuCl2 .
15. Напишите уравнения происходящих реакций. Составьте
уравнения реакций получения всех возможных типов солей: а) FeO
и Н2 SO4 (три соли); б) BaO и НВr (две соли); в) Аl(ОН)3 и Н2 SO4
(четыре соли); г) Сr(НSO4 )3 и КОН (четыре соли).
16. Какие основания можно отнести к амфотерным? В чём проявляется двойственность их свойств. Докажите на примере
Zn(OH)2 .
17. Объясните, почему не протекают реакции в растворе между:
а) MgCl2 и CuSO4 ; в) BaSO4 и НСl; б) MnS и H2 S; г) MgCl2 и FеF3 .
Контрольные вопросы
1. Назовите основные классы неорганических соединений. Дайте
им определения. Приведите примеры.
2. Как классифицируются кислоты и основания? Приведите примеры кислот и оснований в виде молекулярных и структурных
формул.
3. Какие металлы образуют амфотерные гидроксиды? Приведите
примеры амфотерных гидроксидов.
4. Дайте определение реакции нейтрализации. Напишите уравнение соответствующей реакции.
6. Дайте определение солям. Приведите примеры всех видов солей. Составьте структурные формулы.
7. Как взаимосвязаны классы неорганических веществ?
16
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №2
Химическая кинетика и химическое равновесие
Под скоростью химических реакций понимают изменение количества (молярной концентрации) реагирующих (или образующихся) веществ в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единицу площади (для гетерогенных реакций).
Если концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от c1 до c2 за время от 1 [тау] до 2 , то
c
c2 – c1
=
= .
2  1

Для изменения исходных веществ в формулу выставляется
знак минус «», так как c2 меньше c1 , а величина скорости всегда
положительна; для продуктов реакции плюс.
Величина скорости выражается в моль/лс или моль/м 3 с.
1
2

Рис. 2.1. Изменение концентрации (c, моль/л) исходных веществ
в процессе реакции (за время, )
1
2

Рис. 2.2. Изменение концентрации (с, моль/л) продуктов
в процессе реакции (за время, )
17
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, к которым относятся
концентрации реагирующих веществ, температура, присутствие
катализатора, и другие причины (давление для газов, степень измельчения для твердых веществ и др.).
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, здесь большую роль играет характер химических
связей в соединениях, строение молекул. Например, в реакции
цинка с хлороводородом выделение водорода происходит значительно быстрее, чем из раствора уксусной кислоты, так как полярность связи Н–Сl больше, чем связи О–Н в молекуле уксусной
кислоты, или из-за того, что НСl сильный электролит, а уксусная
кислота – слабый.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ устанавливает закон действующих масс. Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях равных стехиометрическим коэффициентам.
Для реакции:
mA+ nB = pP + dD,
кинетическое уравнение будет следующим:
 = k  сА m  сВ n ,
где k – константа скорости, сА и сВ – молярные концентрации веществ А и В; m и n – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Например, для реакции СО(г) + О2(г) = СО2(г) + Q, кинетическое
уравнение будет следующим:  = k  сСО2  сО2 .
Этот закон применим для газов и жидкостей и не учитывает
концентрацию веществ в твердом состоянии. Константа скорости k
зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не
зависит от их концентрации. Константа скорости равна скорости
реакции, если концентрация каждого из реагирующих веществ
равны 1 моль/л. Для данной реакции при постоянной температуре
константа скорости будет величиной постоянной. Следовательно,
для реакции горения угля:
С (тв)+ О2(г)= СО2(г)+ Q,
кинетическое уравнение будет следующим:
 = k  сО2 .
18
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
В гетерогенных системах реакция проходит на поверхности
раздела фаз, поэтому, чем больше поверхность соприкосновения
для реагирующих частиц, тем больше скорость реакции. Скорость
реакции для твердых веществ будет зависеть от степени измельчения реагирующих веществ.
Увеличение скорости химической реакции с увеличением
концентрации реагирующих веществ объясняется теорией столкновений, согласно которой химические реакции протекают при
столкновениях молекул реагирующих веществ и, хотя не каждое
столкновение приводит к химическому взаимодействию, с ростом
концентрации веществ (увеличение давления для газов) растет
число столкновений, а следовательно, увеличивается и скорость
химической реакции.
Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременно вступающих во взаимодействие. В зависимости от
числа молекул, участвующих в столкновении, различают мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции.
1) Мономолекулярными называются реакции разложения и внутримолекулярных перегруппировок (изомеризации):
А  В + С +...
Например:
CH3 N=NCH3  СН3 СН3 + N2 ,
N2 О5 = 2NО2 + 0,5О2 .
Для мономолекулярных реакций закон действующих масс записывается в виде:  = k  [A].
2) Бимолекулярные – это реакции, которые происходят при
столкновении двух молекул (разных или одинаковых):
А +В = С + D,  = k[A][B].
Например:
Н2 + Cl2 = 2HCl.
Большинство элементарных реакций является бимолекулярными.
3) В тримолекулярных реакциях происходит одновременное
столкновение трех молекул (одного или различных видов):
А+В+С=D+Е,
 = k [A] [B] [C].
Например:
2NO + O2 = 2NО2 ;
19
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2NO + Н2 = N2 О +Н2 О.
Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно. Обычно такие реакции протекают через ряд
стадий, в которых участвуют по две молекулы. В подобных случаях закон действующих масс применим к каждой отдельной стадии
реакции, но не к реакции в целом.
Зависимость скорости химической реакции от температуры
определяет правило Вант-Гоффа: при повышении температуры
реакции на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза. Это правило связано с понятием температурного коэффициента скорости реакции –  (гамма) математическим выражением:
 =  (t+10)/ (t) = 2 … 4.
При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости
можно рассчитать по формуле
 (t2) /  (t1) =  (t2  t1)/10 .
Так как время протекания реакции пропорционально скорости
(чем выше скорость химической реакции, тем быстрее она протекает), то правило Вант-Гоффа можно записать в виде:
t2 / t1 = 1 / 2 =  (t2  t1)/10 ,
где 1 и  2 – время протекания реакции соответственно при температуре t1 и t2 .
Температурный коэффициент скорости остается постоянным
только в узком интервале температур, поэтому правило ВантГоффа имеет ограниченную область применимости.
Химическое взаимодействие между молекулами осуществляется только в том случае, если эти молекулы обладают некоторой
избыточной энергией достаточной для взаимодействия. Молекулы
становятся активными. Энергию, которую надо сообщить взаимодействующим молекулам, чтобы превратить их в активные,
называют энергией активации ЕА (теория активации). Энергию
активации ЕА выражают в кДж/моль, т.е. это энергия, которую
необходимо сообщить 1 моль вещества, чтобы все молекулы в нем
стали активными. Один из способов активации молекул – повышение температуры. С ростом температуры число активных молекул резко возрастает, а следовательно, резко возрастает и скорость
химической реакции, так как почти каждое столкновение молекул
приводит к их взаимодействию. С точки зрения теории активации
20
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
исходные вещества сначала образуют неустойчивый переходный
(активированный) комплекс, энергия которого L. На это затрачивается энергия активации ЕА исх (энергия активации прямой реакции), равная МL, на величину которой возрастает энергия системы.
Далее происходит распад переходного комплекса с образованием
продуктов реакции и выделением энергии LD, которая численно
равна энергии обратного процесса, т.е. энергия активации продуктов реакции ЕА прод (энергия активации обратной реакции).
Если при распаде переходного комплекса энергии выделяется
больше, чем было затрачено на активацию исходных веществ
(ЕАпрод ЕАисх), то реакция является экзотермической, а если меньше
(ЕАпрод ЕАисх) – эндотермической.
ход реакции
Рис. 2.3. Изменение энергии системы при экзотермической реакции
М
уровень энергии исходных в-в
ход реакции
Рис. 2.4. Изменение энергии системы при эндотермической реакции
Гораздо более точным является уравнение Аррениуса, описывающее зависимость скорости от температуры:
k = АеЕ /RT,
21
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
где k – константа скорости, А – постоянная, зависящая только от
природы реагирующих веществ (предэкспоненциальный множитель); е – основание натуральных логарифмов (е = 2,7), R – газовая
постоянная; Т – абсолютная температура; EA – энергия активации.
Уравнение можно выразить в логарифмической форме:
lnk = EA /RT + lnA.
Для большинства реакций энергия активации составляет несколько десятков кДж/моль.
Физический смысл энергии активации демонстрирует энергетическая диаграмма химической реакции (рис. 2.3, 2.4.) Чем больше энергия активации, тем сильнее возрастает скорость реакции
при увеличении температуры.
Химические реакции делятся на обратимые и необратимые.
Необратимые реакции – это реакции, идущие до конца, т.е. в реакции образуется вещество, которое выходит из сферы реакции (газ,
осадок и др.). Химические реакции, которые при одних и тех же
условиях могут идти в двух противоположных направлениях,
называются обратимыми. В обратимых реакциях не удается добиться полного превращения исходных веществ в продукты реакции.
Например. При взаимодействии водорода с парами йода при
300o С образуется йодоводород, который при этой температуре частично разлагается на йод и водород:
Н2 + I2  2НI
Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой
(константа скорости прямой реакции k пр или k 1 ), справа налево –
обратной (константа скорости обратной реакции k обр или k 2 ).
Состояние системы, при котором скорости противоположных реакций равны, называется химическим равновесием.
Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции:
mA + nВ  рР + dD,
скорости прямой реакции 1 и обратной реакции 2 равны:
 1 = k 1 [A]m [B]n ,
 = k 2 [P]р [D]d ,
где [A] равновесные концентрации веществ, в данном случае вещества А.
При химическом равновесии 1 = 2 т.е.
22
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
или
k 1 [A]m [B]п = k 2 [P]р [D]d ,
К = k 1 /k 2 = ([P]р [D]d ) / ([A]m [B]п ),
где К – константа равновесия, представляющая собой отношение
констант скорости прямой и обратной реакций. Данная формула
выражает закон действующих масс для химического равновесия. В
правую часть этой формулы входят равновесные концентрации
участников реакции.
Константа равновесия не зависит от концентраций веществ.
Если изменить концентрацию одного из веществ, то концентрации
остальных веществ также изменятся, и установится новое равновесие, с новыми равновесными концентрациями и их соотношение
останется прежним, поэтому константа равновесия останется не
измененной.
Если константа равновесия К>1, то состояние системы смещено в сторону образования продуктов реакции, если К<1, – то
исходных веществ.
Константа равновесия связана с тепловым эффектом прямой
реакции Q соотношением: К = АеQ/RT, где А – постоянная, зависящая только от природы реагирующих веществ; е – основание
натуральных логарифмов (е = 2,7), R – газовая постоянная; Т – абсолютная температура. Поэтому константа равновесия зависит
только от температуры.
Переход из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называется смещением или сдвигом равновесия.
Если при смещении равновесия происходит увеличение концентраций продуктов реакции (которые записываются в правой части
уравнения), то говорят, что равновесие смещается вправо, если
увеличиваются концентрации исходных веществ, то равновесие
смещается влево. Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного
равновесия – принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия произвести некоторое внешнее
воздействие (изменить с, t, p), то равновесие сместится в сторону ослабления этого воздействия.
1) Если увеличить концентрации исходных веществ, то равновесие системы сместится в направлении образования продуктов, в сторону прямой реакции (вправо) и наоборот.
23
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2) Если увеличить температуру реакции, то равновесие сместится в сторону уменьшения температуры, т.е. в сторону поглощения теплоты (эндотермическая реакция). При понижении температуры – в сторону экзотермического процесса.
Например:
N2 + 3Н2 ⇄ 2NН3 + 92,4 кДж;
N2 + О2 ⇄ 2NO 180,8 кДж.
Увеличение температуры будет смещать равновесие первой
реакции влево, а второй реакции вправо.
3) Если увеличить давление, что приведет к уменьшению
объема системы, то равновесие сместится в сторону реакции, где
образуется меньшее число молекул (молей) газов. Понижение давления (увеличение объема) сместит равновесие в сторону образования большего числа молекул.
Например:
2SО2 + О2 ⇄ 2SО3 ,
2СН4 ⇄ С2 Н2 + 3Н2 .
Увеличение давления будет смещать равновесие первой реакции вправо, а второй реакции влево.
Если газовая реакция происходит без изменения числа молекул (например, N2 + О2 ⇄ 2NO), то давление не влияет на положение равновесия. Не влияет давление на реакции, в которых участвуют вещества в жидком и твердом состоянии.
В химических технологиях обратимые реакции невыгодны, и
многие промышленные процессы используют способы смещения
равновесия для получения продукта с высоким выходом.
Изменить скорость химической реакции можно с помощью
катализаторов, небольших добавок специфических веществ.
Процесс, в котором участвует катализатор, называется
катализом.
Катализатором называют вещество, которое изменяет скорость химической реакции и не входит в состав конечных продуктов, т.е. катализатор к концу реакции остается химически неизмененным.
Катализаторы, ускоряющие скорость химической реакции,
называются положительными или активаторами. Катализаторы,
замедляющие химические реакции, называются отрицательными
или ингибиторами.
24
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Катализаторы бывают универсальные (катализируют различные типы реакций) и специфические (катализируют только однотипные реакции). Важное свойство катализаторов – это селективность, т.е. избирательность их действия, которое проявляется в
ускорении данным катализатором только одной из нескольких
возможных реакций. В реакции одних и тех же веществ, используя
разные катализаторы, можно получить различные продукты.
С2 Н5 ОН – Аl2 О3(кат) ,400о С  CН2 =СН2 + Н2 О (дегидратация)
Этиловый спирт
Этен
С2 Н5 ОН – Cu (кат), 250о С  СН3 СОН + Н2 (дегидрирование)
Этиловый спирт
Этаналь
Действие катализатора сводится к снижению энергии активации за счет образования промежуточных нестойких соединений,
которые в дальнейшем распадаются на продукты реакции с выделением катализатора в химически неизмененном виде. Реакция в
присутствии катализатора протекает через ряд промежуточных
стадий, в результате изменяется механизм реакции. Катализатор
не связан с реагентами или продуктами реакции стехиометрически
и регенерируется после каждого цикла превращения.
Для катализа характерно, что небольшие количества катализатора ускоряют превращение больших количеств реагирующих
веществ. Так, 1 массовая часть платинового катализатора Pt вызывает превращение 104 массовых частей SО3 в SO2 ; или 106 массовых частей NH3 в NО.
Если реакция обратима, то катализатор ускоряет как прямую,
так и обратную реакцию, т.е. сокращает время достижения равновесного состояния.
Активность катализатора можно регулировать изменениями
количества самого катализатора и температуры, при которой проводится катализ, а также добавлением определенных веществ:
промоторов (повышающих активность катализатора, ими могут
быть металлы, их оксиды, соли) или так называемых каталитических ядов (снижающих или полностью уничтожающих активность
катализатора – ртуть, соединения серы, фосфора, мышьяка, цианида, монооксида углерода и др.).
Механизмы каталитического взаимодействия очень сложны,
разнообразны и трудно поддаются изучению.
25
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
По характеру образующихся связей катализ подразделяют на
окислительно-восстановительный и кислотно-основной (в качестве катализатора выступает кислота или основание).
По фазовому принципу катализ можно разделить на гомогенный и гетерогенный. Гомогенный катализ – катализатор и взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, образуют однородную среду (газовую или жидкую). Гетерогенный – катализатор
и реагирующие вещества находится в разных фазах и каталитическая реакция протекает на границе раздела фаз.
Гомогенный катализ. Для химической реакции А + В = АВ,
каталитическая реакция будет проходить следующим образом:
I стадия: А + К ⇄ АК, где К – катализатор, АК – промежуточное соединение катализатора с реагентом. Промежуточное соединение нестабильно и его образование протекает с большой скоростью;
II стадия: АК + В ⇄ АВ + К.
Обменное разложение промежуточного соединения с компонентом второго реагента В. В результате образуется продукт и выделяется катализатор в первоначальном виде.
Гетерогенный катализ. До настоящего времени не создана
общая теория гетерогенного катализа. Для конкретных реакций
проблема катализа решается эмпирическим путем.
Катализатор образует самостоятельную фазу, отделенную
границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества. Взаимодействие осуществляется на поверхности твердого
катализатора. Концентрирование и взаимодействие реагентов
осуществляется на хемосорбированных комплексах (активных
центрах) – неоднородностях на поверхности катализатора, при
этом снижается энергия активации адсорбирующихся молекул.
Различают три стадии гетерогенного катализа: адсорбция (осаждение), химическое взаимодействие и десорбция (освобождение продуктов с активных центров).
В некоторых реакциях один из продуктов является катализатором превращения исходных веществ. Это означает, что по мере
превращения одного из реагентов в продукт, реакция ускоряется
из-за появления и увеличения катализатора в реакционной смеси.
Этот процесс называется автокатализом. Например, сухой фтороводород практически не действует на металлы и оксиды. Но в реакциях типа: МеО + 2НF = MeF2 + H2 O появление воды, которая
26
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
служит катализатором, резко ускоряет реакцию образования фторидов металлов.
Исключительную роль в процессах жизнедеятельности живых
организмов играет ферментативный катализ, обусловленный действием ферментов. Между ферментами и катализаторами имеются
существенные различия. Каталитическая активность ферментов
значительно превосходит активность неорганических катализаторов.
Например: перекись водорода Н2 О2 разлагается под действием
ионов железа на воду и кислород. Эта же реакция катализируется
содержащим железо ферментом каталазой. Так, если 1 моль ионов
железа при 0о С в течение 1 с разлагает 105 молей Н2 О2 , то соответствующее количество каталазы при той же температуре и за тот
же срок может разложить 105 молей перекиси водорода.
В неорганическом и органическом синтезе важнейшими каталитическими процессами являются производство Н 2 SО4 , синтез
NН3 из N2 ; и H2 , производство НNО3 , гидрогенизация жиров, превращение бензола в циклогексан, нитробензола в анилин, получении полимеров.
Примеры решения задач
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2СO(г) + O2 (г) ⇄ 2СO2 (г), если объем
газовой смеси уменьшить в три раза?
Решение: обозначим концентрации реагирующих веществ
Ссo = a; Co 2 = b; Cсo 2 = d. Согласно закону действующих масс,
скорости прямой и обратной реакции до изменения объема равны:
пр = k 1 a 2 b; υобр = k 2 d 2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза
концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три
раза: Cсо = 3a; Co2 = 3b; Cсo2 = 3d. При новых концентрациях скорости υ’пр прямой и υ’обр обратной реакций будут равны:
υ’пр = k 1 (3a)2 3b = 27k 1 a 2 b;
υ’обр = k 2 (3c)2 = 9k 2 d 2.
Из четырех указанных уравнений получим:
 для прямой реакции: ’пр /υпр = 27k 1 a 2 b/k 1 a 2 b = 27,
 для обратной ’обр /υобр = 9k 2 d 2 /k 2 d 2 = 9.
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в
27 раз, а обратной – в 9 раз.
27
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции
2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г), протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 10 до 60о С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Решение: зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по
формуле:
(t2 – t1)/10
(60 – 10) /10;
υt2 = υt1  γ,
υt2 = υt1  2 = υt1  25 = 64 υt1 .
Следовательно, скорость реакции υt2 , протекающей при 60о С,
увеличилась по сравнению со скоростью реакции υt1 , протекающей
при 10о С, в 64 раза.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г) + H2 O(г) = CO2 (rг) + H2 (г) при 850о С равна 1. Вычислите
концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации Ссоисх = 3 моль/л, Сн2 оисх = 2 мoль/л.
Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей тоже величина
постоянная и называется константой равновесия данной системы:
пр = k CcoCн2 o; обр = k Cco2 Cн2 ;
K = k/k = Cco2 Cн2 /CcoCн2 o.
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в
выражение К входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация Ссо 2рав н = x моль/л. Количество молей образовавшегося водорода при этом будет также x молей/л. Столько же молей СО и
Н2 О расходуется для образования x молей СО2 и Н2 . Следовательно, равновесные концентрации всех веществ составляют:
Ссо2равн = Сн2 равн = x моль/л;
Ссоравн = (3 – x) моль/л; Сн2 оравн = (2 – x) моль/л.
Зная константу равновесия, рассчитаем x:
х2
1=
;
(3 − х) · (2 − х)
x² = 6 – 2x – 3x + x2 ; 5x = 6; x = 1,2 моль/л.
28
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 1. Зависимость скорости химических реакций от
концентрации реагирующих веществ.
Зависимость скорости химических реакций от концентрации
реагирующих веществ изучается на примере взаимодействия тиосульфата натрия Na2 S2 O3 с серной кислотой H2 SO4 при различных
концентрациях тиосульфата:
Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + H2 S2 O3
H2 S2 O3 = H2 O + SO2 + S
Выполнение опыта: в три пробирки последовательно поместите: 8 мл тиосульфата натрия Na2 S2 O3 (1-я пробирка); 4 мл тиосульфата натрия Na2 S2 O3 и 4 мл дистиллированной воды H2 O
(3-я пробирка); 2 мл тиосульфата натрия Na2 S2 O3 и 6 мл воды H2 O
(1-я пробирка).
Затем, отмечая время по секундомеру, последовательно внесите во все пробирки по 2 мл раствора серной кислоты H2 SO4 .
Определите время от момента добавления кислоты до появления в
пробирках опалесценции (помутнение). Результаты наблюдения
занесите в таблицу (табл. 2.1).
Таблица 2.1
Определение скорости реакции
№ пробирки
Na2S2О3
Н 2О
H2SО4
общий
Объем, мл
1
8
–
2
10
4
2
3
4
2
4
6
2
2
10
10
2
1
Условная
Время реакции,
концентрация, с
τ (секунды)
Na2S2О 3
Относительная
скорость
реакции
v =1 / τ
Рассчитайте относительную скорость реакции, для этого вычислите обратное время (=1/τ) и сравните получающиеся скорости с некоторой, принятой за единицу.
Результаты представьте в виде графика, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na 2 S2 О3 , а на оси ординат – скорости
реакции =1/τ.
Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с
законом действующих масс?
29
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
№ стакана
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химических
реакций.
Влияние температуры на скорость химических реакций изучается на примере взаимодействия тиосульфата натрия Na2 S2 O3 с
серной кислотой H2 SO4 при различных температурах.
Уравнения реакции:
Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + H2 S2 O3
H2 S2 O3 = H2 O + SO2 + S
Выполнение опыта: отметьте температуру воздуха в лаборатории. В три широких химических стакана поместите по две пробирки. В каждом стакане в одну из пробирок налейте 2 мл
Na2 S2 O3 + 6 мл дистиллированной воды H2 O ( 20ºС), во вторую –
2 мл H2 SO4 . Затем в первый стакан налейте воду комнатной температуры; во вторую воду на 20 градусов выше ( 40ºС); в третью
еще на 20 градусов выше ( 60ºС). Уровень воды должен быть
выше уровня растворов в пробирках. Через несколько минут, когда
прогреются растворы, проводите опыт. Во всех стаканах последовательно попарно слейте растворы тиосульфата натрия Na2 S2 O3 и
серной кислоты H2 SO4 , встряхните и определите время с момента
добавления кислоты до помутнения раствора.
Запишите результаты в таблицу (табл. 2.2).
Таблица 2.2
Определение скорости химической реакции
в зависимости от температуры
Объем раствора, мл
Время до
Температура, °С появления
мути, τ
Na2S2О3
H2SО4
1
8
2
20°С
2
8
2
°С +20°
3
8
2
°С +40°
Скорость реакции
в условных
единицах, v=1/τ
Рассчитайте относительную скорость реакции, для этого вычислите обратное время (=1/τ) и сравните получающиеся скорости с некоторой, принятой за единицу.
Постройте график зависимости скорости реакции от температуры. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе
значения температуры опытов, а на оси ординат – величины скорости реакции v=1/τ.
30
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции
от температуры. Какие значения принимает температурный коэффициент для большинства химических реакций?
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической
реакции.
Влияние катализатора на скорость реакции можно изучить на
примере восстановления перманганата калия. При комнатной температуре процесс протекает медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II).
Выполнение опыта: в две пробирки поместить несколько капель раствора KMnO4 , 1М раствора щавелевой кислоты H2 C2 O4 и
серной кислоты H2 SO4 . В одну из них бросить кристаллик MnSO4 .
Через некоторое время отметить изменение окраски растворов в
пробирке.
Сделать вывод о роли MnSO4 .
Написать уравнение реакции:
2KMnO4 + 5H2 C2 O4 + 3H2 SO4 = 2MnSO4 + K2 SO4 + 10CO2 + 8H2 O
Опыт 4. Смещение химического равновесия при изменении концентрации участвующих в реакции веществ.
Смещение химического равновесия при изменении концентрации участвующих в реакции веществ изучают на примере реакции – взаимодействие между хлоридом железа(III) FeCl3 и роданидом калия KCNS. Окрашенный в красный цвет продукт реакции –
роданид железа Fe(CNS)3 позволяет легко наблюдать за смещением химического равновесия по изменению интенсивности окраски
раствора в пробирке.
Реакция протекает по уравнению:
FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl
Выполнение опыта: смешайте в пробирке по 1 мл растворов
FeCl3 и KCNS. Разлейте полученный окрашенный раствор на четыре пробирки, разбавьте в каждой раствор дистиллированной водой H2 O в соотношении 1:5. Перемешайте содержимое каждой до
однородного окрашивания и прибавьте в 1-ю 2-3 капли роданида
калия KCNS, во 2-ю 2-3 капли раствора хлорид железа (III) FeCl3 , в
3-ю прибавьте сухую соль хлорид калия KCl, а четвертую пробирку оставьте для сравнения. Перемешайте содержимое в пробирках.
31
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Сравните цвет жидкостей в пробирках. По изменению интенсивности окраски сделайте вывод об изменении концентрации роданида железа (III) Fe(SCN)3 , т.е. о смещении равновесия. Объясните изменение цвета на основании закона действующих масс и
принципа Ле-Шателье.
Содержимое пробирок разбавьте водой. Произошло ли смещение равновесия при разбавлении полученных растворов?
Задания
1. Как изменится скорость химической реакции 2А + 2В  С,
если концентрацию одного из реагирующих веществ увеличить в
три раза, а температуру смеси понизить на 30°С? Температурный
коэффициент равен 2.
2. Определите, как изменится скорость химической реакции при
повышении температуры от 20 до 50С, если температурный коэффициент данной реакции равен двум.
3. Газовая смесь состоит из водорода и хлора. Реакция идет по
уравнению: Н2 + Cl2 = 2НCl. Во сколько раз увеличится скорость
реакции, если увеличить давление в 4 раза?
4. Во сколько раз увеличится скорость реакции взаимодействия
водорода и брома H2 + Br2 = 2HBr, если концентрации исходных
веществ увеличить в 6 раз?
5. Химическая реакция в растворе отвечает уравнению А+В=С.
Во сколько раз увеличится ее скорость, если концентрацию А увеличить в 2 раза, а концентрацию В оставить прежней?
6. При повышении температуря на 10°С скорость химической
реакции возрастает в 4 раза. При 20°С она равна 0,5 моль/лс. Какова будет скорость этой реакции при 40°С?
7. Как изменится скорость реакции, протекающей по уравнению
2SO2 +O2 =2SO3 : а) если увеличить концентрацию кислорода в 2
раза? б) если, оставив концентрацию кислорода начальной, увеличить в трое концентрацию SO2 ?
8. Две реакции между простыми веществами протекают с такой
скоростью, что за 1 мин образуется в первой реакции 6 г сероводорода, а во второй реакции 20 г иодоводорода. Какая из этих реакций протекает с большей скоростью?
9. В какую сторону смещается равновесие в следующих равновесных системах при повышении температуры:
а) 2NO2 ⇄ N2 O4 ; Н= + 9,6 кДж;
32
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
б) 2СО + О2 ⇄ 2СО2 ; Н=  568 кДж;
в) 2NO + O 2 ⇄ 2NO2 ; Н=  113 кДж? Укажите номер правильного ответа: 1) вправо; 2) влево; 3) не изменяется.
10. В какую сторону смещается равновесие в равновесной системе 2CO(г) + O2 (г) ⇄ 2CO2 (г) при увеличении концентрации оксида
углерода (IV)? Укажите номер правильного ответа: 1) вправо;
2) влево; 3) не изменяется.
11. В какую сторону смещается равновесие в равновесной системе СО(г) + Н2 О(г) ⇄ СО2 (г) + Н2 (г); Н = 42,6 кДж, если:
а) уменьшить концентрацию паров воды; б) увеличить давление в
системе? Укажите номер правильного ответа: 1) вправо; 2) влево;
3) не изменяется.
12. Реакция образования йодоводорода протекает по уравнению
H2 + I2 ⇄ 2HI. Исходная концентрация водорода равна 1 моль/л, а
иода 0,6 моль/л. Рассчитать концентрации всех трех веществ в момент равновесия, если к моменту его установления при некоторой
температуре в реакцию вступило 50% водорода. Чему равна константа равновесия?
13. Во сколько раз увеличится скорость фиксации молекулярного
азота микроорганизмами Azotobacter, осуществляемой в результате действия фермента нитрогеназы, при повышении температуры
от 22 до 30С, если температурный коэффициент скорости реакции
 = 2?
14. Рассчитайте изменение скорости химической (за счет ее расширения) в 10 раз. Температура системы поддерживается постоянной.
15. Написать математическое выражение константы химического
равновесия для следующих реакций:
N2 +3Н2 ⇄ 2NН3 ;
2NO2 ⇄ N2 O4 ?
16. В какую сторону сместятся равновесия реакций:
2СО + О2 ⇄ 2СО2 + 568,48 кДж
2SО2 + О2 ⇄ 2SО3 + 172,38 кДж
2НВr ⇄ Н2 + Вr2 – 59,83 кДж
2N2 + О2 ⇄ 2N2 О – 56,90 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
17. Равновесие реакции H 2 +l2 ⇄ 2HI установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [Н 2 ] =0,3 моль/л,
33
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
[I2 ] = 0,08 моль/л, [HI] = 0,35 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
18. При некоторой температуре равновесные концентрации
в
системе
2SO2 +O2 ⇄2SO3
составляли
соответственно
[SO2 ] = 0,04 моль/л, [О2 ] = 0,06 моль/л, [SO3 ] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы(IV) и кислорода.
19. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции,
протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до
80° С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.
20. В гомогенной системе СО + Сl2 ⇄ СОСl2 равновесные
концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,2 моль/л;
[Сl2 ] = 0,3 моль/л; [СОСl2 ] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО.
21. В гомогенной системе А+2В⇄С равновесные концентрации
реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л;
[С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и
исходные концентрации веществ А и В. Во сколько раз изменится
скорость реакции: 2H2 + O2 = 2H2 O при увеличении концентрации
водорода в 2 раза?
Типовые задачи
1. Напишите кинетические уравнения скорости и константы
скорости для реакций. Одинаковы ли по фазовому признаку реакции:
а) 2NO(г) + Cl2 (г) = 2NOCl(г) и CaO(к) + СО2 (г) = СаСО3 (к);
б) 2Н2 + О2 = 2Н2 О и CuО + Н2 = Cu + 2Н2 О.
2. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции:
2Fe+3Cl2 =2FeCl3 , если давление системы увеличить в 5 раз?
3. Определите, как изменится скорость химической реакции при
повышении температуры от 20 до 50С, если температурный коэффициент данной реакции равен двум.
4. При 40С некоторая реакция заканчивается за 24 мин. Сколько потребуется времени (мин) для проведения той же реакции при
120С? Температурный коэффициент равен 2.
5. Реакция образования йодоводорода протекает по уравнению
H2 + I2 ⇄ 2HI. Исходная концентрация водорода равна 1 моль/л, а
йода – 0,6 моль/л. Рассчитать концентрации всех трех веществ в
момент равновесия, если к моменту его установления при
34
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
некоторой температуре в реакцию вступило 50% водорода. Чему
равна константа равновесия?
6. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции
H2 +N2 ⇄2NH3 +Q: а) при повышении температуры; б) понижении
температуры; в) уменьшении давления; г) увеличении давления;
д) увеличении концентрации исходных веществ; е) уменьшении
концентрации исходных веществ?
Контрольные вопросы
1. Понятие о скорости химической реакции (определение). Чему
равна скорость реакции? Единицы измерения? Основные факторы,
влияющие на скорость химической реакции?
2. Какие реакции называются: гомогенными; гетерогенными?
Что называется скоростью гомогенной реакции? Чему она равна?
Приведите кинетическое уравнение в общем виде. Как формулируется закон действующих масс? Чему равна константа скорости
реакции?
3. Как зависит скорость химической реакции от температуры?
Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент.
4. Понятие об энергии активации. Какие молекулы называются
активными? Переходный активированный комплекс?
5. Что называется катализом? В чем заключается действие катализатора? На схеме каталитического процесса, отметьте переходный активированный комплекс.
6. Что называется химическим равновесием? Приведите график
скорости прямой и обратной реакции в состоянии равновесия. Выведите константу равновесия.
7. Что называется смещением химического равновесия? Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Какие внешние факторы влияют на
смещение химического равновесия?
35
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №3
Электролитическая диссоциация и ионно-обменные
реакции
Вещества принято условно делить на неэлектролиты и электролиты.
Неэлектролиты – это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относится
большинство органических веществ. Эти молекулы образованы
ковалентными неполярными или малополярными связями.
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых
проводят электрический ток. К ним относятся соли, кислоты, основания. Молекулы электролитов имеют ионные или ковалентные
полярные связи.
Процесс распада электролитов на катионы и анионы под
действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией (ЭД).
Теория электролитической диссоциации была предложена
шведским химиком С. Аррениусом (1887 г.):
1) Электролиты при растворении в воде диссоциируют – распадаются на катионы и анионы. Свойства ионов отличны от свойств
атомов. Ионы в растворе или в расплаве движутся хаотически.
2) Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательному заряженному электроду (катоду), а анионы – к положительно заряженному электроду (аноду).
3) Диссоциация – процесс обратимый: одновременно с диссоциацией идет ассоциация – соединение ионов в молекулы.
Кtn Аn m ⇄ nКt+ + mАn 
Свойства ионов отличаются от свойств атомов.
Механизм процесса диссоциации. Около молекул растворяемого в воде ионного электролита NaCl ориентируются соответствующим образом полярные молекулы воды. Такое ориентационное взаимодействие приводит к ослаблению связи между ионами
Na+ и Сl. Последующее взаимодействие молекул воды и ионов
приводит к отрыву ионов от кристалла и переходу их в раствор.
Образовавшиеся ионы окружены ориентированными молекулами
воды и являются гидратированными ионами.
36
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Для ионных соединений процесс диссоциации совпадает с
процессом растворения.
Молекулы, образованные полярными ковалентными связями,
при растворении в воде сначала поляризуются до образования
ионных молекул, которые затем диссоциируют на ионы. В зависимости от степени поляризации диссоциация может быть полной
или частичной.
Рис. 3.1. Схема электролитической диссоциаций полярной молекулы
электролита под действием растворителя:
а  полярная молекула в начале гидратации; б  переход полярной структуры
в ионную под действием диполей воды; в  гидратированный катион;
г  гидратированный анион
Соединения, содержащие ионные и полярные связи, сначала
диссоциируют по ионным, затем по полярным связям.
Степень диссоциации () – это отношение числа диссоциированных молекул (n) к общему числу молекул (N) в растворе
 = n/N.
Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации зависит от природы растворителя,
природы электролита, концентрации раствора и температуры.
Природа растворителя. Диссоциация тем сильнее, чем больше диэлектролитическая проницаемость растворителя, т.е. чем полярнее растворитель. В воде соли растворяются лучше, чем в
спирте.
Природа электролита. В большей степени диссоциируют соединения
с
ионной
и
более
полярной
связью:
НСlО4 Н2 SО4 Н3 РО4 Н2 SiО3 ; НNО3 НNО2.
Лучше диссоциируют более поляризуемые (с большим радиусом) молекулы НIHBrHClHF.
37
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
При повышении температуры степень диссоциации увеличивается.
С увеличением концентрации раствора степень диссоциации
уменьшается по принципу Ле Шателье. Также исходя из принципа
Ле Шателье, прибавление к раствору слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень диссоциации электролита.
Уменьшение концентрации одного из ионов смещает равновесие в
прямом направлении: СН3 СООН ⇄ СН3 СОО + Н+.
Разбавление водой смещает равновесие в прямом направлении ( увеличивается). При упаривании раствора равновесие смещается в обратном направлении ( уменьшается).
Константа диссоциации. Для слабых электролитов электролитическая диссоциация процесс обратимый:
Кtn Аn m ⇄ nКt+ + mАn ,
поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между
ионами и недиссоциированными молекулами. Константа равновесия для этого процесса называется константой электролитической
диссоциации или константой ионизации.
[ + ] · [− ]
дис =
.
[  ]
Константа диссоциации не зависит от концентрации веществ,
участвующих в равновесной реакции диссоциации – ассоциации, а
характеризует способность электролита диссоциировать на ионы.
Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов его в растворе, тем сильнее
электролит.
Например: Кдис НF равна 7,0104 ; Кдис НCN равна 8,01010 .
Следовательно, фтороводородная кислота более сильный
электролит, чем циановодородная кислота.
Константа диссоциации зависит от природы электролита,
природы растворителя и температуры.
Степень диссоциации, в отличие от константы диссоциации
изменяется с концентрацией раствора. Выражение константы диссоциации через степень диссоциации будет иметь следующий вид:
α2
Кдис =
,
(1 − α) · V
где V=1/С.
38
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Это уравнение известно в теории растворов как закон Освальда. Для растворов слабых электролитов, у которых степень диссоциации меньше единицы, уравнение закона Освальда можно упростить, считая, что разность (1–) примерно равна единице.
Тогда   Кдис / С  КдисV .
Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени
диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации в 0,1 М растворе больше 30%
называют сильными, от 3 до 30% – средними, менее 3% – слабыми.
Электролиты средней силы часто относят к слабым электролитам.
К сильным электролитам относятся все растворимые соли,
сильные кислоты (НСlО4 , НСlО3 , Н2 SО4 , НNО3 , НСl, НBr, НI,
НMnО4 и др.), щелочи (NаОН, Са(ОН)2 и др.).
Соединения с ионным типом связи являются сильными электролитами.
К слабым электролитам относятся органические вещества,
слабые кислоты (НСlО2 , НСlО, НNО2 , Н2 SО3 , Н2 СО3 , Н2 SiО3 ,
Н3 РО4 , Н2 РО3 , Н3 ВО3 , СН3 СООН, Н2 S, НCN, НF, и др.), некоторые
соли, основания, гидроксид аммония, бинарные соединения (Н 2 О,
оксиды и др.).
Теория сильных электролитов. Известно, что сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются: константы их
диссоциации, вычисленные пo уравнению (С·а2 /1–а = К), не являются постоянными величинами при различных концентрациях.
Это неподчинение объясняет теория сильных электролитов, предложенная Дебаем и Хюккелем (1923). Согласно этой теории сильные электролиты в водных растворах нацело диссоциируют на ионы. В этом случае концентрация ионов в растворе сравнительно
большая. Между противоположно заряженными ионами действуют электростатические силы притяжения (у незаряженных частиц
– межмолекулярные силы). В результате каждый ион окружается
«ионной атмосферой», состоящей из ионов противоположного заряда. Например, в растворе хлорида натрия вокруг движущихся
ионов Na+ создается атмосфера из хлорид-ионов Сl, а вокруг движущихся хлорид-ионов – из ионов Na+. Это уменьшает подвижность ионов.
39
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Межионные силы влияют на все свойства электролита.
Они понижают активность ионов, и последние в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной
концентрации, определяемой аналитически.
Для учета этого влияния введен термин «активность».
Активностью иона или молекулы называется их концентрация, соответственно которой они действуют в химических реакциях.
Например, активность ионов Na+ и Сl в 1 М растворе NaCl
равна 0,65 моль/л; это означает, что ионы действуют так, будто их
концентрация равна не 1 моль/л, а 0,65 моль/л. Активность обозначается буквой а и имеет ту же размерность, что и концентрация.
Отношение активности а к концентрации С называют коэффициентом активности f, т. е. a/С = f, или a = fС.
Коэффициент активности определяют опытным путем (по измерению t и другими способами).
Если f<1, то действия ионов стеснены и a>С. Если же f = 1, то
движения ионов не стеснены и а=C. Это имеет место в разбавленных растворах слабых электролитов и в сильно разбавленных растворах сильных электролитов (порядка 0,0001М).
Используя активности вместо концентраций, уравнение
CН3 СООН  CН3 СОО + Н+
[CН3 СОО] [Н+] / [CН3 СООН] = К
следует записать так:
а CН3СОО · а Н+ / а CН3СООН = Ка,
[CН3 СОО] · f CН3СОО  [Н+] · f Н+ / [CН3 СООН] · f CН3СООН = Ка.
Константа, определяемая с помощью активностей, называется
термодинамической константой электролитической диссоциации.
Коэффициенты активностей недиссоциированных молекул
обычно принимают равными 1. Коэффициенты активностей ионов
слабого электролита близки к единице.
В случае сильного электролита, например NaCl, молекулы в
растворе отсутствуют. При хаотическом движении ионы Na+ и Сl
сближаются между собой и образуют «ионные пары», которые
можно лишь условно считать недиссоциированными молекулами.
В растворе сильного электролита концентрация ионных пар весьма
40
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
незначительна, а поэтому свойства его определяются главным образом концентрацией ионов.
Если теперь диссоциацию сильного электролита представить
схемой
КtАn ⇄ Кt+ + Аn 
и применить закон действующих масс, то получим:
[Кt+][Аn ] /[КtАn] · f Кt+ f Аn/ f КtАn = Ка.
Для правильного выражения закона действующих масс в его
уравнение должны входить активности участвующих ионов и молекул, а не их концентрации. Тогда закон действующих масс будет
применим как для слабых, так и для сильных электролитов.
Следует отметить, что коэффициент активности иона определяется ионной силой раствора. Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности будут меньше единицы и константа диссоциации будет величиной постоянной лишь при замене концентраций активностями.
Ионная сила раствора () равна полусумме произведений молярных концентраций всех присутствующих ионов на квадраты
их зарядов:
 = 1/2 (С1 Z1 2 + С2 Z2 2 + … + Сn Zn 2 ) = 1/2  Сi Zi 2 ,
где Ci, C1 – концентрации ионов; Zi, Z1 – их заряды. Так, для раствора, содержащего в 1 л 0,01 моль BaCl2 и 0,1 моль NaNO3 , ионная сила равна 0,13, т. е.
 =
1
2
(СВа2+ 22 + 2С − 12 + + 12 + 3− 12 ) = 0,13.
Ионная сила раствора характеризует интенсивность электрического поля ионов в растворе. Опытным путем найдено, что с
увеличением ионной силы раствора коэффициент активности
уменьшается. Разбавленные растворы с одинаковой ионной силой
имеют одинаковый коэффициент активности данного иона.
На практике обычно применяют средние значения коэффициентов активностей, которые для ионов разных зарядов сведены в
соответствующие таблицы.
Для очень разбавленных растворов (0,01–0,05М) зависимость
коэффициента активности от ионной силы раствора выражается
формулой Дебая и Хюккеля:
Igf =  0,5 z2 √,
где z – заряд иона.
41
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Определение ионной силы раствора необходимо для ряда
биологических исследований. Например, если изучается действие
каких-либо растворов на организм, эти растворы следует готовить
так, чтобы они были одинаковой ионной силы. Такие сильные
электролиты, как NaCl, КСl, CaCl2 , MgCl2 и др., содержатся в крови и лимфах органов и тканей животных. Ионная сила крови животных примерно равна 0,15.
Свойства водных растворов кислот и оснований определяются
теми ионами, на которые они диссоциируют. Согласно теории
электролитической диссоциации кислотой является электролит,
который диссоциирует с образованием ионов водорода Н +.
HNO3  H+ + NO3 .
Многоосновные слабые кислоты и основания, содержащие несколько гидроксильных групп, диссоциируют ступенчато, причем
константа диссоциации по каждой последующей ступени ниже,
чем по предыдущей:
H2 SO4 ⇄ H+ + HSO4 
HSO4  ⇄ H+ + SO4 2
Н3 РО4 ⇄ Н+ + Н2 РО4  (первая ступень)
Н2 РО4  ⇄ Н+ + НРО4 2 (вторая ступень)
НРО4 2 ⇄ Н+ + РО4 3 (третья ступень)
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере по второй и лишь в незначительной степени  по третьей. Поэтому в водном растворе,
например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО4 находятся ионы (в последовательно уменьшающихся количествах)
Н2 РО4 , НРО4 2, РО4 3.
Основания  это электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН:
NaOH ⇄ Na+ + OH
Ва(ОН)2 ⇄ ВаОН+ + ОН
ВаОН+ ⇄ Ва2+ + ОН
Кислотность основания определяют числом гидроксильных
групп (гидроксогрупп) в его молекуле.
Например: NH4 OH  однокислотное основание, Са(ОН)2 
двухкислотное, Fе(ОН)3  трехкислотное и т. д.
Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
42
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Например:
Ca(OH)2 ⇄ Ca(OH)+ + OH (первая ступень);
Ca(OH)+ ⇄ Ca2+ + OH (вторая ступень).
Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей.
Солями называют электролиты, которые при диссоциации
образуют катионы металлов (сюда относят и катион аммония
NH4 +) и анионы кислотных остатков.
Например:
NaCl ⇄ Na+ + Cl
К3 РО4 ⇄ 3К++ РО4 2
В зависимости от состава различают следующие типы солей:
средние, кислые, основные, двойные и комплексные.
Среднюю соль можно получить реакцией нейтрализации.
Например:
2NaOH + H2 SO4 , ⇄ Na2 SO4 + 2Н2 О
При упаривании такого раствора выпадают кристаллы средней соли (в примере Na2 SO4 ). Если основания взято меньше, чем
требуется для полной нейтрализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли NaHSO4 :
NaOH + H2 SO4 ⇄ NaHSO4 + H2 O
В кислые соли кроме ионов металла и кислотного остатка входят ионы водорода.
Например: NaHSO4 , Na2 HPO4 , NaH2 PO4 .
Примеры диссоциации кислых солей:
NaHSO4 ⇄ Na+ + HSO4 
Анионы кислых солей подвергаются дальнейшей диссоциации как слабые электролиты:
HSO4  ⇄ H+ + SO4 2
NaH2 PO4 ⇄ Na+ + H2 PO4 
H2 PO4  ⇄ H+ + HPO4 2
HPO4 2 ⇄ Н+ + РO4 3
Таким образом, кислые соли диссоциируют ступенчато: вначале отщепляются ионы металла, а затем ионы водорода.
Основные соли  это соли, которые кроме ионов металла и
кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Их можно представить, как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания
на кислотные остатки.
43
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Например:
Mg(OH)2 + HCl ⇄ Mg(OH)CI + H2 O
или в ионной форме:
Mg(OH)2 + H+ ⇄ Mg(OH)+ + H2 O
Примеры диссоциации основных солей:
Mg(OH)Cl ⇄ Mg(OH)+ + Cl
Аl(ОН)Сl2 ⇄ Аl(ОН)2+ + 2Сl
Аl(ОН)2 Сl ⇄ Аl(ОН)2 + + Cl
Катионы основных солей в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации:
Mg(OH)+ ⇄ Mg2+ + ОН
A1(OH)2 + ⇄ А1(ОН)2+ + ОН
А1(ОН)2+ ⇄ А13++ ОН
Итак, основные соли также диссоциируют ступенчато: вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Молекулы двойных солей состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка.
Например: КА1(SO4 )2 , KCr(SO4 )2 .
Двойные соли диссоциируют в одну ступень:
КАl(SO4 )2 ⇄ K + + Аl3+ + 2SO4 2,
(NH4 )2 Fe(SO4 )2 ⇄ 2NH4 + + Fe2+ + SO4 2
В состав комплексных солей входят сложные (комплексные)
ионы (в формулах их заключают в квадратные скобки), которые
и отщепляются при диссоциации.
Например:
K4 [Fe(CN)6 ] ⇄ 4K+ + [Fe(CN)6 ]4
[Ag(NH3 )2 ]Cl ⇄ [Ag(NH3 )2 ]+ +Сl
В свою очередь сложные (комплексные) ионы в очень малой
степени подвергаются дальнейшей диссоциации:
[Fe(CN)6 ]4 ⇄ Fe2++6CN
[Ag(NH3 )2 ]+ ⇄ Ag+ + 2NH3
Значит, комплексные соли при диссоциации сначала отщепляют комплексные ионы, которые затем подвергаются вторичной
диссоциации.
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как
кислоты и как основания. Такие электролиты называют амфотерными электролитами или амфолитами. Амфотерность электролитов объясняется небольшой разницей в прочности связей R–H и
44
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
О–Н. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид
цинка:
2Н+ + Zn(OH)4 2 ⇄ Zn(OH)2 + 2H2 O ⇄ Zn(H2 O)2  + 2OH
При взаимодействии гидроксида цинка с азотистой кислотой
образуется нитрат цинка:
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3 )2 + 2H2 O
При взаимодействии c гидроксидом калия – цинкат калия:
Zn(OH)2 + 2KOH = K2 Zn(OH)4 .
К амфотерным гидроксидам также относятся Al(OH)3 ,
Pb(ОН)2 , Sn(ОН)2 и др.
Диссоциация воды. Вода – слабый амфотерный электролит.
Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода H + следующее:
Н2 О + Н2 О ⇄ Н3 O + + ОН .
Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды
имеет вид: Н2 О ⇄ Н+ + ОН.
Молярные концентрации ионов водорода H + и гидроксидионов ОН в воде одинаковы и при 25°С:
[Н+] = [ОН] = 107 моль/л;
Кдис = [H+] · [ОН]/[H2 О];
Кдис [H2 О] = [H+] · [ОН].
Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении
концентрацию недиссоциированных молекул воды [H 2 О] можно
считать величиной постоянной
Кдис · [H2 О] = КН2О или КН2О = [H+] · [ОН].
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид
ионов называется ионным произведением воды, КН2О – величина
постоянная, и при температуре 25°С
КН2О = 107 ·107 = 1014 .
В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде,
произведение концентраций ионов водорода H + и гидроксид-ионов
ОН – величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора
вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН, если известна
концентрация ионов водорода Н + и наоборот.
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н + или гидроксид ионов ОН.
45
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
В водных растворах различают три типа сред: нейтральную,
щелочную и кислую.
1) Нейтральная среда – это среда, в которой концентрация ионов
водорода равна концентрации гидроксид-ионов:
[Н+ ] = [ОН] = 107 моль/л.
2) Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:
[Н+ ] ·107 моль/л.
3) Щелочная среда – это среда, в которой концентрация ионов
водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:
[H+]  107 моль/л.
Для характеристики сред растворов удобно использовать так
называемый водородный показатель рН.
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = lg[H+].
Например: если значение рН меньше 7, то больше кислотность раствора; если значение рН больше 7, то больше щелочность
раствора.
Существуют различные методы измерения рН. Качественно
характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.
Индикаторами называются вещества, которые обратимо
изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН
раствора.
На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый
оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют свою
окраску в малом интервале рН: лакмус – в интервале рН от 5,0 до
8,0; метилоранж – от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин – от 8,2 до 10,0.
Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти
процессы могут протекать с разными скоростями и в разных
направлениях.
Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине,
науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство
46
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.
Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет
рН = 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны – 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза
крови при рН 7,0; пепсин желудочного сока – при рН 1,5–2; и т. д.
Буферные системы. Растворы, обладающие способностью
сохранять практически постоянное значение рН при добавлении
небольших количеств кислоты или щелочи, а также при разбавлении, называются буферными.
Состав буферных систем.
Буферные системы по своему составу делятся на два типа:
1) Основные буферные системы (рН>7) состоят из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой. Например, аммонийная буферная система:
NH4 OH + NН4 Сl; рН  9,2.
2) Кислотные буферные системы (рН<7) состоят из слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием. Например,
ацетатная буферная система:
СН3 СООН + CH3 COONa; pH  4,7.
Любая буферная система характеризуется определенными
значениями концентраций ионов Н + или ОН, которые она стремится сохранить при добавлении небольших количеств кислоты
или щелочи. Рассмотрим механизм действия буферных систем на
примере ацетатного буферного раствора. Уксусная кислота и ацетат натрия в водном растворе диссоциируют на ионы:
СН3 СООН ⇄ СН3 СОО+ H+ (частично);
CH3 COONa ⇄СН3 СОО + Na+ (полностью).
Прибавим к этому раствору небольшое количество раствора
хлороводородной (соляной) кислоты, т.е. введем дополнительно
ионы Н+:
НСl ⇄ H+ + Сl.
В этом случае противодействовать увеличению кислотности
среды будут анионы соли СН 3 СОО, которые взаимодействуют с
ионами Н+, образуя молекулы слабого электролита:
СН3 СОО+ H+ ⇄ СН3 СООН
47
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Таким образом, ионы H+ связываются, и pH раствора изменяется незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи, например NaOH, увеличивается концентрация ионов ОН :
NaOH = Na + + ОН 
Но pH буферного раствора изменяется незначительно, так как
ионы ОН  щелочи будут взаимодействовать с молекулами слабого
электролита СН3 СООН:
СН3 СООН + ОН  ⇄ Н2 O+ СН3 СОО 
В результате этого процесса уменьшается количество слабой
кислоты, что мало влияет на pH раствора.
При разбавлении буферных растворов также не происходит
изменения pH среды, так как не происходит изменения соотношения компонентов, от которых зависит концентрация Н + и ОН  буферных систем.
Например, при разбавлении буферного раствора водой
уменьшается концентрация ионов Н +, что компенсируется за счет
дополнительной диссоциации молекул слабой уксусной кислоты
(вспомните, как зависит степень диссоциации слабых электролитов от концентрации раствора).
Буферная емкость. Способность буферных систем сохранять
постоянное значение pH раствора является ограниченной.
Смещение pH буферной системы зависит от количества прибавленной кислоты или щелочи. Количественной мерой способности буферных систем противодействовать изменению pH среды
является буферная емкость.
Буферную емкость выражают числом молей кислоты или
щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора
для смещения pH раствора на единицу.
Буферная емкость рассчитывается по формуле
В = C/(рН1 -рН0 ),
где В  буферная емкость раствора; С  количество молей кислоты
или щелочи; рН0  исходное значение водородного показателя;
pH1  значение водородного показателя после прибавления С.
Наибольшей буферной емкостью обладают растворы с соотношением компонентов, равным единице:
[Кислота]
[Соль]
48
= 1,
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
[Основание]
[Соль]
= 1.
Разбавление растворов почти не изменяет pH, но существенно
влияет на буферную емкость. В очень разбавленных растворах буферная емкость незначительна.
На практике применяют буферные растворы с концентрацией
компонентов 0,1 М.
Произведение растворимости. Абсолютно нерастворимых веществ не существует. Даже такое малорастворимое вещество, как
AgCl, все же переходит в раствор. Такая концентрация будет отвечать предельно разбавленному раствору и растворенная часть
AgCl будет находиться в виде ионов (Ag+ и Сl). Кристаллы же
твердой фазы состоят из связанных ионов. Со временем установится подвижное равновесие между твердой фазой (осадком) и
ионами в растворе:
AgCl ⇄ Ag++Cl
осадок
раствор
Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка
и насыщенного относительно него раствора, непрерывно протекают два процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор
и их осаждение на поверхности кристаллов. Скорость перехода
ионов в раствор 1 пропорциональна величине поверхности S
осадка, т. е.
1 = k 1 S,
где k 1 – коэффициент пропорциональности.
Осаждение ионов на поверхности кристаллов протекает со
скоростью 2 . Так как раствор в любой промежуток времени остается электронейтральным, то из раствора уходит с ионами одинаковое число положительных и отрицательных зарядов (в примере
одинаковое число ионов Ag+ и Сl). Тогда 2 будет пропорциональна поверхности осадка S и произведению концентраций
ионов, т. е.
2 = k 2 S [Ag+][Cl],
где k 2 – коэффициент пропорциональности.
При равновесии 1 =2 или k 1 S = k 2 S [Ag+][Cl].
Откуда
[Ag+][Cl] = k 1 / k 2 = ПPAgС1 ,
где ПPAgС1  произведение растворимости хлорида серебра.
49
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Произведение растворимости  это произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Произведение растворимости  постоянная величина
при данной температуре.
Произведение растворимости обозначается символом ПР с
индексом, указывающим, к какому электролиту оно относится,
например:
[Ag+][Cl] = ПPAgС1 .
В общем случае, если малорастворимый элетролит диссоциирует по уравнению:
АmВn ⇄ mА+ + nВ,
то выражение для произведения растворимости будет иметь вид:
ПРАmВn = [A+]m [B]n
Например, ПPСа3 (РО4 )2 = [Са2+]3 [РО4 3]2
Для более точного выражения ПР надо концентрации ионов
малорастворимых электролитов заменить на активности. Тогда
получим произведение активностей (ПА): ПPAgС1 = Ag+ Cl и
ПААmВn =  A+m Bn , т. е. произведение активностей при данной
температуре есть величина постоянная для насыщенных водных
растворов малорастворимых электролитов. Согласно уравнению
 = f с активности ионов  равны их концентрациям с, умноженным на коэффициент активности f:
ПАAgС1 = [Ag+] [Cl] f Ag+ fCl и ПААmВn = [A+]m [B]n f A+ fB.
Однако в насыщенных растворах малорастворимых электролитов межионное взаимодействие выражено весьма слабо, и им
обычно пренебрегают. Для таких электролитов f = 1, ПА = ПР, и
для вычисления ПР пользуются только концентрациями ионов.
Для вычисления произведения растворимости малорастворимого электролита необходимо знать его растворимость в моль/л.
Наоборот, по известному ПР электролита можно вычислить его
растворимость.
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить произведение растворимости AgCl, если растворимость его в воде при 25°С составляет 0,0018 г/л.
Решение. Переведем значение растворимости 0,0018 г/л в
моль/л делением на молярную массу:
0,0018/143,5=1,25·105 моль/л.
Электролит диссоциирует по уравнению AgCl  Ag+ + Сl.
50
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Так как соль малорастворимая, то концентрация ее в растворе
незначительна, следовательно, она диссоциирована на 100%
(а=100%).
Если 1 моль/л AgCl образует, как видно из уравнения диссоциации, 1 моль/л Ag+ и 1 моль/л Сl, то 1,25106 моль/л образуют
1,25106 моль/л Ag+ и 1,25104 моль/л Сl, т. е.
[Ag+] = [Cl] = l,25105 моль/л;
ПР AgС1 = 1,25105 1,25105 = 1,561010 .
Пример 2. Растворимость Mg(OH)2 при некоторой температуре равна 0,012 г/л. Определите ПР M g(ОН)2. МM g(ОН)2=58г/моль.
Решение. Растворимость 0,012 г/л = 0,012/58 = 2,07104
моль/л. Диссоциация электролита:
Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2OH и [Mg2+] = [Mg(OH)2 ] = 2,07104 моль/л.
Так как из молекулы Mg(OH)2 образуется 2 иона ОН , то
[OH] = 2Mg(OH)2 = 2 · 2,07·104 = 4,14·104 моль/л;
ПР(MgOH)2 = [Mg2+][OH]2 = 2,07104 (4,14104 )2 = 3,61014 .
Пример 3. Произведение растворимости PbSO4 равно 2,2108 .
Вычислить: а) концентрацию ионов Рb2+ и SO4 2; б) растворимость
PbSO4 .
Решение. Уравнение диссоциации: PbSO4 = Pb2+ + SO4 2,
a = 100%. В этом случае
[Pb2+] = [ SO4 2];
2+
ПP = [Pb ][SO4 2] = = [Pb2+]2 = 2,2·108 ;
[Рb2+] = 1,5·104 моль/л.
Аналогично находим:
[SO4 2] = 2,2108 и [SO4 2] = 1,5104 моль/л.
По концентрации ионов (при а=100%) заключаем, что количество PbSO4 в растворе равно также 1,5104 моль/л. Это и есть растворимость PbSO4 в моль/л. Однако растворимость часто выражают числом граммов вещества, содержащегося в 100 г раствора.
Поэтому необходимо вычисленную молярную концентрацию
умножить на молярную массу PbSO4 и разделить на 10, т. е.
1,5 · 10 −4 · 303 · 100
1000
= 4,5 · 10 −3 г,
получим растворимость PbSO4 (в граммах) в 100 г раствора.
51
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ПР характеризует растворимость вещества: чем больше ПР,
тем больше растворимость:
[Ag +] [Cl]  ПPAgCl  раствор ненасыщенный;
[Ag+] [Cl] = ПPAgCl  раствор насыщенный;
[Ag +] [Cl]  ПPAgСl  раствор пересыщенный.
Добавляя к ненасыщенному раствору электролита электролит
с одноименным ионом, можно превратить его в насыщенный и
пересыщенный.
Растворимость малорастворимого электролита всегда уменьшается при введении электролитов с одноименным ионом. Однако
независимо от изменений концентраций отдельных ионов ПР всегда постоянно при постоянной температуре. В этом состоит
физический смысл. В качественном анализе это дает возможность
учитывать изменение концентрации одних ионов электролита в
зависимости от изменения концентрации других ионов. Так,
например, если в растворе AgCl увеличить концентрацию ионов
Сl в 10 раз, то в 10 раз уменьшится концентрация ионов Ag+, а
значит, в 10 раз уменьшится и растворимость AgCl.
В избытке хлорид-ионов Сl произойдет более полное осаждение ионов Ag+. Тем не менее добиться полного удаления ионов
Ag+ из раствора невозможно, так как ПР не может быть равным
нулю. Осаждение в таком случае считается практически полным.
Вместе с тем из понятия ПР вытекает условие образования
осадка: малорастворимый электролит выпадает в осадок, когда
произведение концентраций ионов сделается больше величины ПР
электролита, т. е. в случае AgCl, когда [Ag+][Cl] > ПPAgСl . Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего
Ag+ или Сlионы. Такой прием используется в качественном анализе для возможно более полного осаждения. Растворение осадка
будет происходить тогда, когда произведение концентраций ионов
сделается меньше величины ПР электролита, т. е. в случае AgCl,
когда [Ag+][Cl] < ПPAgСl . Последнего можно достигнуть, связывая
один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Действительно,
AgCl ⇄ Ag++Сl ; Ag+ + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3 )2 ]+
т. е. из-за постоянства значения ПР непрерывное связывание
(увод) ионов Ag+ влечет за собой переход новых количеств в раствор. Вообще растворение малорастворимого осадка происходит
52
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
в тех случаях, когда связывается один из ионов, посылаемых осадком в раствор.
Последнее осуществляется образованием: 1) малодиссоциированного соединения; 2) комплексного иона; 3) менее растворимого соединения; 4) изменением заряда иона в окислительновосстановительной реакции.
Точное выражение ПР поможет объяснить так называемый
«солевой эффект», т. е. увеличение растворимости малорастворимого электролита в присутствии других солей, не имеющих с ним
общих ионов (например, растворимость AgCl в присутствии соли
KNO3 )
[Ag+][Cl]= ПАAgС1 / f Ag+ fCl.
Введение любого иона увеличивает ионную силу раствора,
что приводит к уменьшению f Ag+ и f Cl  Это, в свою очередь, при
постоянном ПАAgСl вызовет увеличение [Ag+][Cl], т. е. растворимости соли.
При действии электролита с одноименным ионом солевой
эффект также имеет место, однако он перекрывается уменьшением
растворимости электролита в результате действия одноименного
иона.
Реакции обмена в водных растворов электролитов. Ио нные реакции.
Реакции, протекающие между ионами в водных растворах
электролитов, называются ионными.
Ионные реакции, протекающие без изменения степени окисления, являются реакциями обмена. Ионообменные реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. В реакции между растворами хлорида калия и нитрата натрия
KCl + NaNO3 ⇄ KNO3 + NaCl исходные вещества и продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде, не выходят из сферы реакции, а находятся в виде ионов. В ионном виде данная реакция
может быть записана как обратимая равновесная реакция:
K+ + Cl + Na+ + NO3  ⇄ K+ + Cl + Na+ + NO3 
Реакции между сильными электролитами не протекают, если
находящиеся в растворе ионы не связываются (не уходят из сферы
реакции) в виде осадка, газа, и не образуют малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные или комплексные соединения.
При сливании водных растворов таких электролитов получается
53
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
просто смесь ионов. Если выпарить такой раствор, то возникнут
химические связи между ионами и можно выделить смесь солей:
КСl, NaNO3 , NaCl, KNO3 . Ионные уравнения для таких реакций не
пишут.
Необратимые ионнообменные реакции в растворах электролитов.
1) Реакция с образованием нерастворимого вещества.
Реакция обмена, между водными растворами хлорида бария
ВаС12 и сульфата натрия Na2 SO4 с образованием осадка может
быть выражена молекулярным уравнением:
ВаСl2 + Na2 SO4  BaSO4  + 2NaCl
Соль сульфата бария является нерастворимой в воде
(см. таблицу растворимости) и выпадает в осадок, т.е. уходит из
сферы реакции. Данную реакцию можно записать в виде ионов
сильных электролитов существующих в растворе:
Ва2+ + 2Сl + 2Na+ + SO4 2  BaSO4  + 2Na+ + 2Cl
Полученное уравнение называется полным ионным уравнением Формулы ионов натрия Na+ и хлорид-ионов Сl присутствуют и
в левой, и в правой частях этого уравнения. Это означает, что эти
ионы в данной реакции практически не участвуют, и их можно
исключить из уравнения реакции:
Ва2+ + SO4 2 = BaSO4 
В результате мы получили сокращенное ионное уравнение, которое выражает суть реакции: при взаимодействии раствора хлорида бария с раствором сульфата натрия происходит связывание
ионов бария Ва 2+ и сульфат-ионов SO2 с образованием нерастворимого сульфата бария BaSO4 . Хлорид-ионы Сl и ионы натрия
Na+ находятся в растворе в несвязанном состоянии. Понятно, что
суть реакции не изменится, если вместо ионов натрия Na + и хлорид-ионов Сl в исходных растворах будут присутствовать какиелибо другие ионы.
2) Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ:
Na2 CO3 + H2 SO4  Na2 SO4 + CO2 + H2 O
2Na+ + CO3 2 + 2H+ + SO4 2  2Na+ + SO4 2+ CO2  + H2 O
CO3 2 + 2H+  CO2  + H2 O
В реакции водных растворов гидроксида кальция Са(ОН) 2 и
хлорида аммония NH4 Cl между гидроксид-ионами ОН и катиона54
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ми аммония NH4 происходит взаимодействие с образованием гидроксида аммония NH4 OH:
Са(ОН)2 + 2NH3  CaCl2 + 2NН4 ОН
Образовавшийся гидроксид аммония NH4 OH – неустойчивое
вещество, которое распадается на газообразный аммиак NH3 и воду по уравнению: NH4 OH  NH3  + Н2 О.
Поэтому молекулярное уравнение между растворами Са(ОН) 2
и NH4 Cl записывают так:
Са(ОН)2 + 2NH3  CaCl2 + 2NH3  + 2Н2 О
2+
Са + 2ОН + 2NH3 + + 2Сl  Ca2+ + 2Сl + 2NН3  + 2Н2 O
2ОН + 2NH3 +  2NН3  + 2Н2 O
или
ОН + NH3 +  NН3  + Н2 O
3) Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ (Н 2 О
и слабых электролитов):
а) в реакции между водными растворами гидроксида натрия
NaOH и соляной кислотой НСl, образуется вода – слабый электролит:
NaOH + HCl  NaCl + H2 O
Na+ + OH + H+ + Cl  Na+ + Cl + H2 O
OH + H+  H2 O
Реакция, происходящая между кислотой и основанием, называется реакцией нейтрализации. Суть любой реакции нейтрализации сводится к взаимодействию гидроксид-ионов ОН с катионами
водорода H+ и образованию малодиссоциирующего соединения –
воды Н2 О.
б) Реакция, между водными растворами ацетата натрия
CH3 COONa и серной кислотой:
2CH3 COONa + H2 SO4  2СН3 СООН + Na2 SO4
2СН3 СОО + 2Na+ + 2H+ + SO4 2  2CH3 COOH + 2Na+ + SO4 2
2СН3 СОО + 2H+  2CH3 COOH
Сокращая одинаковые коэффициенты, получим:
СН3 СОО + H+  CH3 COOH
В результате взаимодействия ацетат-ионов СН3 СОО и катионов водорода Н+ образуется малодиссоциирующее вещество
СН3 СООН и уксусная кислота.
4) Реакции с образованием комплексных соединений (ионов),
например:
55
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2 [Zn(OH)4 ]
Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH  2Na+ + [Zn(OH)4 ]2
Zn(OH)2 + 2OH  [Zn(OH)4 ]2
Все рассмотренные выше реакции обмена практически необратимы, т.е. протекают до конца, так как исходными веществами в
них являются сильные электролиты, а в результате реакций образуются: осадок, газообразное вещество или малодиссоциирующее
соединение (слабый электролит).
Реакции обмена в водных растворах электролитов могут
быть обратимыми, если слабые электролиты или малорастворимые вещества есть и среди исходных веществ, и среди продуктов
реакции:
а) в реакции нейтрализации между слабой уксусной кислотой
СН3 СООН и сильным основанием КОН:
СН3 СООН + КОН ⇄ СН3 СООК + Н2 О
СН3 СООН + К+ + ОН ⇄ СН3 СОО + К+ + Н2 О
СН3 СООН + ОН ⇄ СН3 СОО + Н2 О
В результате этой реакции нейтрализации между слабой кислотой и сильным основаниям гидроксид-ионы ОН, находящиеся в
растворе, отрывают катионы водорода Н + от кислоты, образуя воду и ацетат-ионы СН3 СОО (прямая реакция). Но в то же время
происходит взаимодействие ацетат-ионов СН3 СОО и катионов
водорода H+ из молекул воды с образованием слабого электролита – уксусной кислоты СН3 СООН (обратная реакция). Поскольку
вода является значительно более слабым электролитом, чем уксусная кислота, ионы водорода прочнее удерживаются в составе
молекул Н2 О, чем в составе молекул СН 3 СООН. Поэтому в состоянии равновесия концентрация ацетат-ионов СН3 СОО намного
больше концентрации молекул уксусной кислоты СН 3 СООН, т.е.
большая часть кислоты нейтрализуется щелочью;
б) в реакции нейтрализации между нерастворимым основанием – гидроксидом меди(II) Сu(ОН)2 , и сильной бромоводородной
кислотой НВr:
Сu(ОН)2 + 2HBr  CuBr2 + 2Н2 O
Сu(ОН)2  + 2H+ + 2Br  Cu2+ +2Br + 2Н2 O
Сu(ОН)2  + 2H+  Cu2+ + 2Br + 2Н2 O
В этой реакции нейтрализации катионы водорода Н+, содержащиеся в растворе, отрывают гидроксид-ионы ОН от гидроксида
56
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
меди (II) и образуют воду и катионы меди Сu2+ (прямая реакция).
Однако протекает и обратная реакция: соединение катионов меди
(II) Си2+ с анионами ОН из молекул воды с образованием гидроксида меди (II) Cu(OH)2 .
Алгоритм составления ионных уравнений:
1) Записать молекулярное уравнение реакции и выделить вещество уходящее из сферы реакции стрелками  или .
2) Составить полное ионное уравнение, записывая:
а) в виде ионов формулы сильных электролитов:
– сильных кислот,
– сильных оснований (щелочей),
– растворимых в воде солей;
б) в виде молекул пишут формулы:
– воды,
– слабых кислот,
– слабых оснований, NН4 OH и др.,
– малорастворимых солей AgCl,
– амфотерных гидроксидов Аl(ОН)3 ,
– газообразных веществ NH3 , CO2 ,
– оксидов металлов и неметаллов.
3) Написать краткое ионное уравнение, исключив одинаковые
ионы из обеих частей полного ионного уравнения и сократив, если
необходимо, коэффициенты.
Опыт 1. Изменение окраски индикаторов под действием
растворов кислот и оснований.
1) Анализ окраски различных индикаторов в нейтральной
среде, рН=7.
В три (№ 1, 2, 3) пробирки налейте по 1-2 мл дистиллированной воды и внести по 1-2 капли: в первую – лакмуса, во вторую –
фенолфталеина, в третью – метилоранжа. Составьте таблицу изменения окраски индикаторов (табл. 3.1).
2) Анализ окраски различных индикаторов в кислотной
среде, рН<7.
В три другие (№ 1, 2, 3) пробирки налейте по 1-2 мл раствора
соляной кислоты и внести по 1-2 капли разных индикаторов А.
Составьте таблицу изменения окраски индикаторов (табл. 3.1).
57
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Индикатор
№ пробирки
3) Анализ окраски различных индикаторов в щелочной
среде, рН>7.
В три следующие (№ 1, 2, 3) пробирки налейте по 1-2 мл дистиллированной воды, по 2-3 капли 1%-го раствора NaOH и внесите по 1-2 капли разных индикаторов (см. анализ 1). Составьте таблицу изменения окраски индикаторов (табл. 3.1).
Таблица 3.1
Изменения окраски индикаторов в различных средах
Лакмус
Фенолфталеин
М етилоранж
1
2
3
Изменения окраски индикаторов
в дистиллированной воде
(рН=7)
в кислотном
растворе (рН<7)
в щелочном
растворе (рН>7)
Опыт 2. Зависимость степени диссоциации от концентрации растворенного электролита.
В две разные пробирки налейте по 1 мл серной кислоты разной концентрации: в первую – разбавленную, во вторую – концентрированную. Затем в каждую поместите по 1 кусочку металлического цинка. Объясните происходящие явления и напишите соответствующие уравнения реакций.
Опыт 3. Ионные реакции.
1) В четыре пробирки налейте по 1 мл сульфатов: в первую –
натрия, во вторую – магния, в третью – цинка, в четвертую – алюминия. Затем в каждую добавьте по 2-3 капли хлорида бария.
Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, запишите краткое ионное уравнение, показывающее только
взаимодействующие ионы.
2) В другие три пробирки налейте по 1 мл хлоридов: в
первую – калия, во вторую – магния, в третью – цинка, а в четвертую – 1 мл хлората калия. Во все пробирки добавьте по 1-2 капли
нитрата серебра. Объясните, почему в 4-й пробирке не выпал осадок.
Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, запишите краткое ионное уравнение, показывающее только
взаимодействующие ионы.
58
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 4. Смещение ионного равновесия в растворах эле ктролитов.
1) В две пробирки налейте по 1-2 мл раствора уксусной кислоты и по 1 капле метилоранжа. В 1 пробирку добавьте немного
кристаллов ацетата натрия, перемешайте. Сравните полученные
цвета индикатора и объясните изменение цвета индикатора с точки
зрения влияния одноименных ионов сильного электролита на диссоциацию слабого электролита уксусной кислоты. Напишите
уравнения диссоциации данной кислоты и ее соли.
2) В две пробирки налить по 1-2 мл раствора гидроксида аммония и по 1 капле фенолфталеина. В 1-ю пробирку добавить немного кристаллов хлорида аммония, перемешать. Сравните полученные цвета индикатора и объясните изменение цвета индикатора
с точки зрения влияния одноименных ионов сильного электролита
на диссоциацию слабого электролита гидроксида аммония. Напишите уравнения диссоциации данной щелочи и ее соли.
Задания
1. Осуществить превращения по схеме:
H3 PO4  Ca(H2 PO4 )2  CaHPO4  Ca3 (PO4 )2 ,
представив для каждого этапа молекулярные, ионные развернутые
и краткие ионные уравнения процессов взаимодействия.
2. Составьте уравнения обменных реакций в растворе:
а) Са(НСО3 )2 + Н2 SO4 
г) Рb(NО3 )2 + К2 S 
б) MgS + Н2 SO4 (разб.) 
д) Na2 SiO3 + СН3 СООН 
в) FeCl2 + Ba(OH)2 
е) NH4 Br + AgNО3 
В ответе укажите сумму коэффициентов в сокращенном ионном
(или, если его нет, в полном) уравнении реакции.
3. Объясните, почему не протекают реакции в растворе между:
а) MgCl2 и CuSO4
б) BaSO4 и НС1
в) MnS и H2 S
г) MgCl2 и FеF3
4. Рассчитайте концентрацию ионов Н + в 0,01 М СН3 СООН при
298 К.
5. Рассчитайте концентрации ионов водорода Н+ и ОН в воде
при 298 К.
59
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
6. Вычислите активности ионов Н + и ОН в 0,01 М растворе
NaOH при 298 К.
7. Определите активности ионов Н + и ОН в 0,001 н. растворе
HCl при 298 К.
8. Вычислите концентрацию ионов NH4+ в 0,005 M NH4 OH при
298 К.
9. Вычислите константу диссоциации цианистоводородной кислоты HCN, если степень диссоциации ее в 0,01 М HCN равна
2,83·104 .
10. Вычислите степень диссоциации NH 4 OH в 0,05 М и 0,5 М
растворах при 298 К. Как влияет концентрация раствора на степень диссоциации гидроксида аммония?
11. Вычислите константу диссоциации гидроксида аммония, если его степень диссоциации в 2·103 М растворе равна 10%.
12. Вычислите рН 0,01 М NaOН и 0,01 М NH4 OH.
13. Вычислите рН 0,05 М HCl и 0,05 М CH3 COOH.
14. В 1 л раствора гидроксида калия содержится NaOH массой
1г. Вычислите рН этого раствора при 298 К.
15. В 1 л раствора гидроксида натрия содержится NaOH массой
1г. Вычислите рН этого раствора при 298 К.
16. Определите активности ионов Н + и ОН в некотором растворе, если его рН 4,7.
17. Рассчитайте активности ионов Н + и ОН в некотором растворе, если его рН 13,23.
18. Рассчитайте рН 0,01 М раствора H 2 SO4 при 298 К (диссоциацией по второй ступени можно пренебречь).
19. Рассчитайте рН 0,1 М раствора H 2 CO3 при 298 К (диссоциацией по второй ступени можно пренебречь).
20. Рассчитайте рН 0,05 М раствора Н 3 РО4 при 298 К (диссоциацией по второй ступени можно пренебречь).
21. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы
солей: Na3 PO4 ; K2 SO4 ; NiCl2 ; FeCl3 ? Почему?
22. Какое значение рН воды при температурах 273, 323, 353,
373 K?
Контрольные вопросы
1. Что называется электролитической диссоциацией, степенью,
константой? Что характеризует константа диссоциации? Какие
60
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
электролиты называются сильными, слабыми? Приведите примеры.
2. Назовите существующие теории кислот и оснований. Что
называется кислотой согласно теории электролитической диссоциации, протонной теории? Что определяет общие свойства кислот?
3. Дайте определение основания с точки зрения электролитической диссоциации. Чем объясняется диссоциация амфотерных
гидроксидов одновременно по типу основания и по типу кислот?
4. Что называется ионным произведением воды?
5. Что называется водородным показателем? По какой формуле
можно рассчитать водородный показатель?
6. Какие типы среды водного раствора вы знаете? Как можно
экспериментально обнаружить нейтральную, кислотную или щелочную среду водного раствора? Какие ионы вызывают изменение
окраски индикаторов?
61
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №4
Гидролитическое разложение солей
Несмотря на то, что молекулы солей электронейтральны, водные растворы различных солей характеризуются разными значениями рН, т.е. могут иметь кислую, щелочную или нейтральную
реакцию среды. Это объясняется тем, что в водных растворах многие соли подвергаются гидролизу. Слово гидролиз означает разложение водой («гидро» – вода, «лизис» – разложение).
Гидролизом соли называется взаимодействие ион ов соли с
водой, с образованием слабого электролита.
При растворении соли в воде происходит их диссоциация, образуются ионы соли, которые связывают ионы водорода Н + или
гидроксид-ионы ОН из молекул воды. В результате образуются
малодиссоциирующие соединения.
При гидролизе соли какие-то из ее ионов (катионы металлов
или анионы кислотных остатков) соединяются с образованием
слабого электролита (малодиссоциирущие соединения). Катионы
некоторых солей, соединяясь с гидроксид ионами ОН, могут образовывать:
а) малодиссоциирующие сложные катионы основных солей,
например: CuOH+ , FeOH+ , Fe(OH)2 +, АlОН+, Al(OH)2 + и др.;
б) молекулы слабых оснований, например: NH 4 OH, Fe(OH)2 ,
Cu(OH)2 и т.д., либо молекулы амфотерных гидроксидов: Zn(OH)2 ,
Al(OH)3 , и др.
Анионы солей, взаимодействуя с ионами водорода Н +, могут
образовывать:
а) малодиссоциирующие сложные анионы кислых солей типа:
НСО3 , HS, HPО4 2, Н2 РО4 , HSO3  и др.;
б) молекулы слабых кислот, например: HCN, СН 3 СООН, H2 S,
H2 SO3 , H3 PO4 , и т.д.
Образование малодиссоциирующего соединения приводит к
смещению химического равновесия процесса диссоциации воды
вправо: Н2 О ⇄ H+ + ОН, т.е. усилению ее диссоциации. Вследствие этого в водном растворе соли появляется избыток свободных
ионов Н+ или ОН, и рН раствора изменяется.
Но есть и такие соли, которые не подвергаются гидролизу.
62
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия
кислоты с основанием. В зависимости от силы кислоты и основания соли можно разделить на 4 типа:
I) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием:
NaСl, K2 SO4 , Ca(NO3 )2 , CsBr, BaI2 .
II) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:
NaCN, СН3 СООК, Ba(NO2 )2 , Rb2 CO3 .
III) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:
CuCl2 , NH4 Br, FeSO4 , Mn(NO3 )2 , CoI2 .
IV) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:
CH 3 COONH4 , (NH4 )2 S, Pb(NO2 )2 , NH4 CN.
Соли I типа гидролизу не подвергаются. Соли II, III и IV типов вступают в гидролиз.
I) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием,
не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не
связываются с ионами H+ или ОН воды, т.е. не образуют с ними
молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не
смещается. Среда растворов этих солей – нейтральная
(рН = 7,0), так как концентрации ионов H + и ОНв их растворах
равны.
II) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой,
подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода H + из молекул воды, образуя слабый электролит (кислоту).
Например, нитрит калия KNO 2 – соль, которая образована
слабой одноосноовной кислотой HNO 2 и сильным однокислотным
основанием КОН. Они и образуются при гидролизе:
KNO2


КОН
HNO2
сильное
основание
слабая
кислота
Диссоциация KNO2 ⇄ К+ + NО2 
Ион который образует в процессе гидролиза слабый электролит HNO2 – NО2 . Он и будет вступать в гидролиз. Так как эта частица является анионом, то и гидролиз называется по аниону.
Анион имеет зарядность минус один, поэтому гидролиз будет протекать в одну ступень.
63
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Составим краткое ионное уравнение гидролиза:
NО2  + НОН ⇄ HNO2 + ОН , рН > 7
Как видно из сокращенного ионного уравнения, при растворении соли KNO2 в воде нитрит-ионы NO2  связываются катионами водорода Н+ воды и образуют слабый электролит  азотистую
кислоту HNO2 . В растворе появляется избыток гидроксид-ионов
ОН . Поэтому среда раствора KNO 2 – щелочная, рН > 7.
Составляем полное ионное уравнение гидролиза, т.е. в обе части уравнения впишем катион калия.
Молекулярное уравнение:
KNO2 + Н2 О ⇄ HNO2 + KOH
Таким образом, соли, образованные сильным основанием и
слабой кислотой, при растворении в воде гидролизуются по аниону и дают щелочную реакцию среды, рН > 7.
III) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой,
гидролизуются по катиону, потому что соли образованы катионом
слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН воды, образуя слабый электролит (основание). Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза
йодида аммония NH4 I.
Соль NH4 I образована слабым однокислотным основанием
NH4 OH и сильной кислотой HI.
NH4 I ⇄ NH4 + + I (одноступенчатый гидролиз по катиону)
 
NH4 OH
HI
слабое
основание
сильная
кислота
Сокращенное ионное уравнение:
NH4 + + НОН ⇄ NH4 OH + Н+ (реакция среды – кислая, рН < 7).
IV) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой,
гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли
образованы катионом слабого основания, который связывает ионы
ОН из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом
слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и
образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может
быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит
от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания,
которые образуются в результате гидролиза.
64
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой,
легче других подвергаются гидролизу, так как и катионы, и анионы этих солей одновременно связываются ионами воды с образованием слабых электролитов.
А) Составим уравнения гидролиза ацетата аммония
CH3 COONH4 . Эта соль образованна слабой уксусной кислотой
СН3 СООН и слабым основанием NH4 OH:
слабые электролиты, образующиеся при гидролизе
CH3 COONH4 ⇄ CH3 COO + NH4 + (необратимый гидролиз,


по катиону и аниону)
СН3 СООН NH4 OH
слабая
кислота
слабое
основание
CH3 COO + NH4 + + НОН  СН3 СООН + NH4 OH
Реакция записывается в виде полного ионного уравнения.
Реакция раствора соли CH 3 COONH4 – нейтральная (рН = 7),
потому что Кдис(СН3 СООН) = Кдис(NH4 OH).
Молекулярное уравнение:
CH3 COONH4 + Н2 О  СН3 СООН + NH4 OH
Б) Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH4 CN.
Эта соль образована слабой цианистоводородной кислотой HCN и
слабым основанием NH4 OH, т.е. ее гидролиз протекает и по катиону, и по аниону.
Слабые электролиты, которые образуются в результате гидролиза соли:
NH4 + + CN + НОН  NH4 OH + HCN
NH4 CN + Н2 О  NH4 OH + HCN
Реакция раствора соли NH4 CN – слабощелочная (рН >7), потому что Кд(NH4 ОН) > Кд(НСN).
Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. для них гидролиз является необратимым.
Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым (или летучим) основанием
и слабой летучей (или нерастворимой) кислотой. Такие соли не
могут существовать в водных растворах, они полностью
65
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
разлагаются водой, что отмечается в таблице растворимости солей,
кислот и оснований в воде черточкой.
К солям такого типа относятся: Al2 S3 сульфид алюминия карбонат железа (III) Fe2 (CO3 ) 3 , силикат аммония (NH4 ) 2 SiO3 .
Рассмотрим, как протекает гидролиз одной из этих солей –
сульфида алюминия Al2 S3 . Эта соль образована слабым нерастворимым гидроксидом алюминия Аl(ОН)3 и слабой летучей кислотой
H2 S. Следовательно, гидролиз этой соли протекает практически
полностью с образованием выше названных продуктов:
Al2 S3 + 6Н2 О  2Аl(ОН) 3 + 3Н2 S
В уравнениях гидролиза этих солей ставят знак равенства (=),
так как гидролиз в этих случаях необратим. Ионные уравнения
необратимого гидролиза не записывают.
При взаимодействии водных растворов двух солей не всегда
образуются две новые соли. Это объясняется тем, что одна из новых солей полностью гидролизуется с образованием нерастворимого слабого основания и слабой летучей (нерастворимой) кислоты.
Пример 1. Какие процессы происходят при сливании водных
растворов двух солей: сульфида калия K 2 S и бромида железа (III)
FeBr3 ? Составьте уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном виде.
Решение: составим молекулярные и ионные уравнения химических реакций, протекающих при взаимодействии этих солей в
водных растворах:
3K2 S + 2FeBr3 = Fe2 S3 + 6KBr
(4.1)
Мы видим, что в результате реакции образуются две новые
соли – бромид калия КВr и сульфид железа (III) Fe2 S3 . Соль КВr не
гидролизуется, так как образована сильным основанием КОН и
сильной кислотой НВr. Вторая соль Fe2 S3 образована слабым нерастворимым основанием Fe(OH)3 и слабой летучей кислотой Н 2 S.
Значит, она подвергается полному гидролизу с образованием
Fе(ОН)3 и Н2 S:
Fe2 S3 + 6H2 О= 2Fe(OH)3 + 3H2 S
(4.2)
Суммируя уравнения (4.1) и (4.2), получаем уравнение (4.3) в
молекулярной форме:
3K2 S + 2FeBr3 + 6Н2 О = 2Fе(OH)3 + 3H2 S+ 6KBr (4.3)
и в ионной форме:
66
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3S2 + 2Fе3+ + 6Н2 О = 2Fe(OH)3 + 3H2 S
Таким образом, при взаимодействии водных растворов исходных солей K2 S и FeB получается новая соль КВr, выпадает осадок Fe(OH)3 и выделяется сероводород Н 2 S, т.е. образуются продукты гидролиза соли Fe2 S3 .
Ступенчатый гидролиз. Гидролиз может протекать ступенчато:
1) если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием;
2) если соль образована слабым многокислотным основанием и
сильной кислотой.
Если соль образована слабой многоосновной кислотой и
сильным основанием, то число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и
сильное основание.
Продуктами второй ступени гидролиза является средняя соль
и слабая кислота. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени:
Na2 CO3 , К2 СО3 , Rb2 CO3 , K2 SiO3 , Li3 PO, K2 CO3 и т.д.
К2 СО3
Это значит, что концентрация гидрокарбонат-ионов НСО3  – в
растворе относительно большая, а угольная кислота Н 2 СО3 практически не образуется. Поэтому при растворении соли К 2 СО3 в
воде выделение углекислого газа СО 2 не наблюдается.
Среда раствора соли К2 СО3 – щелочная (рН > 7), потому что в
растворе накапливаются ионы ОН .
Для составления уравнения гидролиза Na 2 СО3 исходим из
следующего положения. Соль образована сильным основанием и
слабой кислотой, гидролиз протекает по аниону, поэтому ион
СО3 2– будет связывать ионы водорода воды. Так как ион СО 3 2– содержит два заряда, то следует писать две ступени гидролиза и в
каждой ступени три уравнения: а) в сокращенной ионной форме,
б) в ионной форме, в) в молекулярной форме. При этом должны
быть учтены правила написания ионных уравнений обычных реакций обмена. В каждой ступени используется по одной молекуле
воды.
1) Первая ступень:
а) сокращенное ионное уравнение гидролиза:
67
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
СО3 2– + Н2 О ⇄ НСО3 – + ОН–
б) ионное уравнение гидролиза:
2Na+ + СО3 2– + Н2 О ⇄ Na+ + НСО3 – + Na+ + ОН–
в) молекулярное уравнение гидролиза:
Na2 CO3 + Н2 О ⇄ NaНСО3 + NaОН
2) Вторая ступень:
а) НСО3 – + Н2 О ⇄ Н2 СО3 + ОН–
б) Na+ + НСО3 – + Н2 О ⇄ Н2 СО3 + Na+ + ОН–
в) NaНСО3 + Н2 О ⇄ Н2 СО3 + NaОН
Если соль образована слабым многокислотным основанием и
сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на
первых ступенях гидролиза образуется основная соль вместо основания и сильная кислота.
Ступенчато гидролизуются соли MgSO 4 , CoI2 , Fe2 (SO4 )3 ,
ZnBr2 , Fe(NO3 )3 , NiCl2 и др.
Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля(II) NiCl2 .
Гидролиз соли NiCl2 протекает по катиону, так как соль образована слабым образованием Ni(OH)2 и сильной кислотой НСl.
Ni(OH)2 – слабое двухкислотное основание, поэтому гидролиз
протекает по двум ступеням.
Первая ступень:
Ni 2++ 2Сl + НОН = NiOH+ + Cl + H+ + Cl
Ni2+ + НОН = NiOH++ Н+
NiCl2 + НOH = NiOHCl + НСl
Основная соль
Продуктами первой ступени гидролиза NiCI 2 являются основная соль NiOHCl и сильная кислота НС1.
Вторая ступень – гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза:
NiOHCl + HOH= Ni(OH)2 + НСl
NiOH+ + Cl  + HОН = Ni(OH)2 + H+ + Cl 
NiOH+ + HОН = Ni(OH)2 + H+ рH7
Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота
НСl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени. Поэтому при растворении хлорида никеля (II) NiCl2 в воде осадок Ni(OH)2 не выпадает, а в растворе
68
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
находятся сложные катионы NiOH +, образуемые по первой ступени гидролиз. Среда раствора соли NiCl2 – кислая, рН < 7, потому
что в растворе появляется избыток ионов Н +.
Реакции гидролиза солей, как правило, являются обратимыми,
так как слабые электролиты есть и среди исходных веществ (вода),
и среди продуктов реакции. В состоянии равновесия только часть
молекул соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, выраженной в процентах.
Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных
молекул соли к общему числу растворенных молекул:
h = n/N·100%,
где n  число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N  общее
число растворенных молекул соли.
Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации
раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его
температуры степень гидролиза увеличивается.
Константа гидролиза. Если реакцию гидролиза соли в общем
виде представить уравнением
КtАn + Н2 О ⇄ КtОН + НАn,
то уравнение константы равновесия реакции следующее:
[KOH] · [H]
Кравн =
.
[K] · [2 ]
Поскольку концентрацию Н2 О в разбавленных растворах
можно считать постоянной величиной, то и произведение
Кравн · [Н2 О]
является постоянной величиной и называется константой гидролиза Кг:
[KOH] · [H]
Кг = Кравн · [H2 О] =
.
[K]
В случае гидролиза по аниону уравнение константы гидролиза примет вид:
[OH −] · [H] 2 · [H] 2
=
=
.
[H + ] · [− ]
[A−]

В случае гидролиза по катиону:
K H2O
Кг =
.
K KtOH
Кг =
69
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Очевидно, что для гидролиза по катиону и по аниону выражение константы гидролиза:
K H2O
Кг =
.
K HAn · K KtOH
Как и для процессов электролитической диссоциации, степень
и константа гидролиза связаны между собой законом разбавления
г
Оствальда ℎ = √
С
который еще раз подтверждает, что с разбавле-
нием раствора степень гидролиза увеличивается.
Сольволиз – более общее понятие, чем гидролиз – это реакции
обменного разложения между растворенным веществом и растворителем. Примером служит сольволиз этилсерной кислоты в
спиртовом растворе:
C2 H5 O-SO2 OH + HO-C2 H5  С2 H5 OC2 H5 + H2 SO4
В результате сольволиза образуются новые химические соединения, в данном случае этиловый эфир и серная кислота.
В зависимости от растворителя часто применяют индивидуальные термины: гидролиз (сольволиз в воде), аммонолиз (сольволиз в аммиаке), алкоголиз (сольволиз в спиртах) и т. д. Индивидуальное название приведенной выше реакции сольволиза – алкоголиз этилcерной кислоты.
Опыт 1. Реакция среды растворов солей при гидролизе.
1) В пробирку поместите немного соли NaCl и добавьте дистиллированной воды. Какую реакцию среды должен показывать
раствор хлорида натрия? Объясните, почему эта соль не гидролизуется.
2) Семь полосок универсальной рН-индикаторной бумаги положите на предметные стёкла, на шесть из них поместите по 1–2
кристалла солей, указанных в таблице 4.1:
Таблица 4.1
Реакция среды растворов солей при гидролизе
Испытуемая соль
Вещества, образующие соль,
Цвет индикаторной pH
их электролитическая сила и вид гидролиза
бумаги
реакции
CH3 COONa
Na2 SO3
Na2 CO3
Al2 (SO4 ) 3
ZnCl2
СH3 COONH
70
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Смочите их каплей дистиллированной воды (одну полоску
оставьте для сравнения). Полученные окраски сравните с цветной
шкалой. Какие ионы обусловили изменение цвета универсальной
рН-индикаторной бумаги? В результате какого процесса эти ионы
появились?
Оформите полученные данные в виде таблицы 4.1. Объясните
причину изменения окраски универсальной pH–индикаторной бумаги. Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза взятых солей. Назовите вид гидролиза. В каком случае гидролиз будет происходить ступенчато?
Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза.
1) В пробирку возьмите 2–3 капли раствора ацетата натрия
и 1 каплю фенолфталеина и нагрейте до кипения. Что наблюдаете?
Составьте уравнения гидролиза в молекулярной и молекулярноионной форме.
Объясните, почему окраска раствора при нагревании усиливается, а при охлаждении ослабевает.
2) В пробирку налейте 4–5 капель раствора гидрокарбоната
натрия и 1 каплю фенолфталеина и нагрейте до кипения. Что
наблюдаете? Составьте уравнения реакции в молекулярной и молекулярно-ионной формах. Объясните причину изменения окраски
раствора.
Опыт 3. Необратимый гидролиз.
Налейте в пробирку 4–5 капель раствора сульфата алюминия
и столько же раствора карбоната натрия (не перемешивать). Что
происходит на границе растворов? Составьте уравнения реакций в
молекулярной и молекулярно-ионной формах. Составьте уравнения реакций образования карбоната алюминия и его гидролиза.
Для определения типа среды водных растворов служат индикаторы, которые изменяют свой цвет в зависимости от типа среды
реакции раствора. Метилоранж – индикатор на кислую среду –
становится розовым в сильнокислом растворе. Фенолфталеин –
индикатор на щелочную среду – он бесцветный, становится малиновым в сильно щелочной среде. Лакмус используется во всех
средах: его цвет в кислой среде – красный, в воде – фиолетовый, в
щелочной – синий.
71
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Задания
1. Напишите уравнения гидролиза солей в молекулярном и молекулярно-ионном виде: K2 S; Na3 PO4 ; Cu(NO3)2 ; ZnSO4 ; (NH4 )2 SO3;
Cr2 (CO3 )3 ; Na2 SO4 ; LiCl.
2. Укажите значения pH раствора следующих солей:
(CH3 COO)2 Cu; Rb2 CO3 ; FeCl3 ; Ba(NO3 )2 .
3. Какая из данных солей подвергается необратимому гидролизу:
Na2 SiO3 ; Cr2 S3 ; KCl; Fe(NO3 )3 ; (NH4 )2 S. Для данной соли приведите
уравнения гидролиза в молекулярном и молекулярно-ионном виде.
4. Какая соль подвергается гидролизу в большей степени:
(NH4 )2 CO3 и K2 CO3 ? Напишите уравнения гидролиза в молекулярном и молекулярно-ионном виде.
5. В какую сторону сместится равновесие гидролиза соли
(NH4 )2 CO3 : 1) при нагревании; 2) при добавлении NH4 OH;
3) при разбавлении раствора?
6. Какая из перечисленных солей не подвергается гидролизу:
СuSO4 ; Li2 SO4 , CuCl2 ; BaCl2 ; NaH2 PO4 ; CuS. Почему?
7. Приведите примеры солей, растворы которых будут иметь:
а) кислую; б) щелочную; в) нейтральную среду.
8. Из солей, перечисленных в скобках, выберите те, которые
подвергаются гидролизу по аниону. Составьте уравнения реакций.
(NaF, KI, BaF2 , КNО3 , KNO2 , Na2 SO3 , BaSO4 . Na3 РО4 , Са3 (РО4 )2 ,
K2 S, FeS, NaClO, K2 CO3 , MgCO3 ).
9. Из солей AgBr, FеВr3 , CuSO4 , PbSO4 , А1С13 , АlF3 , Сr(NО3 )3 ,
Ca(NO3 )2 , КСlO3 , AgCl, NH4 Cl, Na2 SO4 , ZnSO4 , ZnF2 , Pb(NO3 )2 выберите те, которые подвергаются гидролизу по катиону. Составьте
уравнения реакций.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение гидролиза солей. Сколько типов солей
можно выделить, если их представить как продукт взаимодействия
кислоты и основания? Приведите примеры.
2. Сколько видов гидролиза существует? Приведите примеры.
Каковы механизмы гидролиза?
3. Что называется степенью гидролиза? Как влияют на степень
гидролиза температура, разведение, реакция среды и природа соли?
4. Что называется константой гидролиза? Выведите уравнение
константы гидролиза. Составьте уравнения константы гидролиза
72
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
по катиону, по аниону, для необратимого гидролиза. От каких
факторов зависит величина константы гидролиза?
5. Какие соли подвергаются гидролизу, какие негидролизуются и
почему? Приведите примеры.
6. Какие соли гидролизуются: а) по катиону, б) по аниону, в) по
катиону и по аниону. Приведите примеры.
7. В каких случаях гидролиз соли необратим, т. е. протекает
полностью? Приведите примеры.
8. Какие соли гидролизуются ступенчато? Приведите примеры.
73
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №5
Приготовление растворов
Растворы – это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух или более веществ (компонентов) и продуктов их взаимодействия. Компоненты истинного раствора – это растворитель и растворенное вещество.
Например, раствор серной кислоты состоит из растворителя
воды, растворенного вещества – молекул серной кислоты Н2 SО4 и
продуктов растворения – гидратированных ионов Н+, НSО4 и
SО4 2.
В растворе атомы, ионы или молекулы растворенного вещества равномерно окружены атомами, ионами или молекулами растворителя.
Растворы по агрегатному состоянию делятся: на жидкие,
твердые и газообразные. Жидкие растворы – это растворы твердых веществ, жидкостей или газов в воде. Твердые растворы – это
сплавы металлов или стекла. Газообразные растворы – это смеси
газов. Например: воздух, содержащий 78% азота, 21% кислорода, а
также углекислый газ, пары воды и другие газы, является раствором кислорода и других газов в азоте.
Растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями. С механическими смесями растворы имеют общие свойства – непостоянство
состава и проявление компонентами различных свойств; с химическими соединениями их объединяет однородность и химическое
взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом.
Растворителем обычно считают вещество, агрегатное состояние которого совпадает с таковым для раствора. Если агрегатное
состояние всех компонентов раствора одинаковое, то растворителем считают то вещество, которого больше. Вода всегда считается
растворителем. По типу растворителя растворы подразделяются на
водные и неводные (бензин, эфир, спирт и др.). По типу растворенного вещества растворы подразделяются на растворы солей,
кислот, щелочей, газов и т.п.
Растворы бывают:
– концентрированные – с высоким содержанием растворенного
вещества и разбавленные – с низким содержанием вещества,
74
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
деление растворов на концентрированные и разбавленные весьма
условно и относительно;
– насыщенные – содержащие максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре;
– ненасыщенные электролиты – проводящие электрический ток
и неэлектролиты – не проводящие электрический ток.
Для приближенного выражения состава раствора пользуются понятиями концентрированный раствор, разбавленный раствор.
Существует несколько способов количественного выражения
состава растворов в долях и концентрациях.
Способы выражения состава растворов в долях (от единицы
или в процентах, %): массовая доля, молярная доля и объемная
доля.
Массовая доля () растворенного вещества равна отношению
массы растворенного вещества к общей массе раствора. Выражают
в долях единицы или в процентах (%). Иногда массовую долю
называют процентной концентрацией, так как она показывает массу (г) растворенного вещества в 100 г раствора:
в−ва
в−ва
=
=
, г;
р−ра в−ва + р−ля
в−ва · 100%
в−ва · 100%
в−ва · 100%
=
=
, %,
р−ра
в−ва + р−ля
р−ра ·  р−ра
где в−ва – масса вещества, г;
р−ра – масса раствора, г;
р−ля – масса растворителя, г;
р−ра – объем раствора, мл;
 р−ра – плотность раствора, г/см 3 .
В последней формуле использовано выражение состава раствора через его плотность:
р−ра
р−ра =
.
 р−ра
В практике растворов часто требуется приготовить раствор из
уже имеющихся, поэтому приводится формула смешивания:
1 · 1 + 2 · 2
(конечн) =
.
1 + 2
=
75
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
1 дм 3 (л) = 1000 см 3 (мл) = 0,001 м 3 ; 1 г = 1000 мг = 0,001 кг.
Молярная доля (N) – это отношение количества растворенного
вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ n 1 ,
n 2 , составляющих раствор:

1
2 = 2 или 1 =
· 100%.
1+2
1 + 2
Объемная доля () – отношение объема растворенного вещества к сумме объемов всех компонентов до приготовления раствора:
в−ва
=
· 100%.
Ʃкомп−тов
Концентрацией называют отношение количества (моль) или
массы (г, кг) вещества, содержащегося в растворе, к объему или
массе раствора, либо растворителя. Выражение состава раствора
через концентрации – это молярная, нормальная, моляльная и массовая концентрации.
Молярная концентрация (См) – это отношение количества
растворенного вещества (n) к объему раствора, выражается в
моль/л:

в−ва
10 ·  · 
См =
=
=
,
р−ра  · р−ра

где n – количество вещества, моль;
М – молярная масса, г/моль;
10 – пересчётный коэффициент.
Раствор, в одном литре которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным, обозначается 1 М.
Нормальная концентрация (СN (Cн.)) – это отношение количества эквивалентов растворенного вещества в растворе к объему
раствора, выражают в моль/л:
в−ва
в−ва
10 ·  · 
 =
=
=
,
Мэкв ·  М · Э · 
экв
где Мэкв – молярная масса эквивалента, г;
Э – эквивалент, моль (об эквивалентах см. Закон эквивалентов);
10 – пересчетный коэффициент.
При проведении химических реакций вещества реагируют в
эквивалентных количествах, если концентрации не равны, то объ-
76
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
емы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны
их нормальной концентрации.
V1  V2 = CN2 : CN1 или CN1  V1 = CN2  V2,
где V – объемы, CN – концентрации соответствующих растворов.
Другие формулы для пересчета концентраций:
Мэкв = МЭ; CN = CM/Э.
Если в 1 л раствора содержится 1 эквивалент вещества, то
раствор называется однонормальный 1N (1н.).
В случае, когда эквивалент растворенного вещества
Э = 1 моль, молярная и нормальная концентрация раствора имеет
одну и ту же величину (НСl, HNO3 , NaOH, NaNO3 и др.).
Моляльная концентрация (Смл) – это отношение количества
растворенного вещества к массе растворителя, моль/1000 г растворителя:
 · 1000
 · 1000
в−ва · 1000
Смл =
=
=
.
р−ля
р−ра − в−ва М · (р−ра − в−ва )
Для перерасчета одного количественного выражения состава
раствора в другое можно пользоваться формулами связи этих физических величин между собой.
1000 · 
СМ
СN
Смл =
=
=
,
М (100 − )
 − СМ · М/1000 /Э − СN · M/1000
Массовая концентрация (С) – это отношение массы растворенного вещества к объему раствора, г/л, кг/л, кг/м 3 :
в−ва
С =
.
р−ра
Часто используется кратная единица массовой концентрации – титр.
Титр раствора (Т) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в 1 см 3 (мл) раствора, мг/мл, г/мл:
mв−ва СМ · М СN · mэ
Т =
=
=
.
Vр−ра
1000
1000
Растворимость – это свойство вещества растворяться в
воде или другом растворителе. В воде могут растворяться твердые, жидкие и газообразные вещества.
По растворимости в воде все вещества делятся на три группы:
1) хорошо растворимые, 2) малорастворимые, 3) практически
нерастворимые или нерастворимые. Однако абсолютно нерастворимых веществ нет. Если опустить в воду стеклянную палочку или
77
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
проволочку из золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах все же растворяются в воде. Как известно, растворы серебра или золота в воде убивают микробов.
Стекло, серебро, золото – это практически нерастворимые в
воде вещества (твердые вещества). К ним также относят керосин,
растительное масло (жидкие вещества), инертные газы (газообразные вещества). Малорастворимые в воде вещества – это, например, гипс (твердое вещество), метан, азот, кислород (газообразные
вещества). Многие вещества в воде растворяются весьма хорошо,
например сахар, медный купорос, гидроксид натрия (твердые вещества), спирт, ацетон (жидкие вещества), хлороводород, аммиак
(газообразные вещества).
Из приведенных примеров следует, что растворимость в воде
прежде всего зависит от природы растворенного вещества. Она
также зависит от температуры и давления. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворяемого вещества
и растворителя, это самопроизвольный процесс (G0). Процесс
растворения твердых веществ в жидкостях можно представить так:
под влиянием растворителя от поверхности твердого вещества постепенно отрываются отдельные ионы или молекулы и равномерно распределяются по всему объему. Этому процессу способствуют высокие температуры, так как при низких температурах величина ТS не достигнет значения Н и G0. Если растворитель
соприкасается с большим количеством вещества, то через некоторое время раствор становится насыщенным (G = 0).
Насыщенным называется такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком (осадком) растворяемого вещества.
Чтобы приготовить насыщенный раствор, надо в воду при
данной температуре добавлять при перемешивании вещество до
тех пор, пока не образуется осадок, т.е. избыток вещества останется нерастворенным. В этом случае наступит динамическое равновесие между раствором и избытком растворяемого вещества:
сколько частиц вещества будет переходить в раствор, столько их
будет выделяться (кристаллизоваться) из раствора, т. е. G = 0.
В насыщенном растворе при данной температуре содержится максимально возможное количество растворенного вещества.
78
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
В ненасыщенном растворе (G 0) содержится меньше вещества, а в пересыщенном (G 0) – больше, чем в насыщенном. Пересыщенные растворы весьма неустойчивы. Простое сотрясение
сосуда или введение в раствор кристаллика соли вызывает выпадение в осадок избытка растворенного вещества. Пересыщенные
растворы образует сахароза C12 H22 O11 , глауберовая соль
Nа2 SО4 10Н2 О, тиосульфат натрия Nа2 S2 О3 5Н2 О, ацетат натрия
СН3 СООNа, бура – кристаллогидрат натрия тетраборат
Nа2 В4 О7 10Н2 О и др.
Количественно растворимость выражают концентрацией
насыщенного раствора. Чаще всего ее выражают максимальным
числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества. Так, например, при 18о С в 100 г воды растворяется 51,7 г
соли Рb(NО3 )2 , (т.е. растворимость этой соли при 18о С равна 51,7).
Если сверх этого количества при той же температуре добавить еще
нитрата свинца, то соль растворяться не будет, а выпадет в виде
осадка.
Говоря о растворимости вещества, всегда надо указывать
температуру. Как правило, растворимость твердых веществ с увеличением температуры возрастает. Это наглядно изображено с помощью кривых растворимости. По оси абсцисс откладывают температуру, а по оси ординат коэффициент растворимости. Однако
имеются вещества, растворимость которых при увеличении температуры уменьшается. Давление влияет на коэффициент растворимости твердого тела в воде весьма незначительно, так как при растворении не происходит заметного изменения объема системы.
С помощью кривых растворимости легко рассчитать, сколько
соли выпадет из раствора при его охлаждении. Например, если
взять 100 г воды и приготовить при 45о С насыщенный раствор
нитрата калия, а затем его охладить до 0о С, то, как следует из кривой растворимости, должно выпасть 60 г кристаллов соли.
По кривым растворимости легко определяют коэффициент
растворимости веществ при разных температурах.
Выделение вещества из раствора при понижении температуры
называется кристаллизацией. При этом вещество получается чистым.
79
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Рис. 5.1. Кривые растворимости
Если в растворе содержались примеси, то по отношению к
примесям он будет ненасыщенным даже при понижении температуры и примеси не выпадут в осадок. На этом основан метод
очистки веществ, называемый перекристаллизацией Коэффициент
растворимости твердых веществ дан в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя, образующих насыщенный раствор
при данной температуре. Растворимость вещества Р t (Х) определяется количеством граммов данного вещества, которые могут
раствориться в 100 г воды при заданной температуре:
100 · 
P t(Х) =
, г,
1 −
где  – массовая доля насыщенного раствора при температуре t,
  ()
насыщ.р−ра = 
, %.
 () + 100%
Жидкости также могут растворяться в жидкостях. Некоторые
из них неограниченно растворимы одна в другой, т.е. смешиваются друг с другом в любых пропорциях, как, например, спирт и вода, другие – взаимно растворяются лишь до известного предела.
В последнем случае образуются двухслойные системы, как напри80
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
мер, система анилин – вода: верхний слой – насыщенный раствор
анилина в воде и нижний слой – насыщенный раствор воды в анилине. С повышением температуры обычно взаимная растворимость жидкостей увеличивается, и при некоторой температуре обе
жидкости смешиваются в любых соотношениях, поверхность раздела между ними исчезает. Такая температура называется критической температурой растворения. Критическая температура растворения для системы анилин – вода равна 167о С; начиная с нее,
обе жидкости смешиваются во всех отношениях.
При растворении газов в воде выделяется теплота. Поэтому в
соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры растворимость газа уменьшается.
Растворимость газа зависит также от давления. Эта зависимость определяется законом Генри: при постоянной температуре
растворимость газа пропорциональна его парциальному давлению,
т.е.
Сгаза (р-р) = kр,
где Сгаза (р-р) – концентрация газа в растворе; k – коэффициент пропорциональности или постоянная Генри; р – парциальное давление газа.
Для газов, взаимодействующих с растворителем, а также при
высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от закона
Генри.
Физическая теория растворов предложена Вант-Гоффом,
Раулем, Аррениусом во второй половине XIX столетия. Утверждается, что растворитель – индифферентная среда, в ней равномерно
распределены молекулы растворенного вещества, при этом отсутствует межмолекулярное взаимодействие растворенного вещества
с растворителем.
Однако растворение веществ сопровождается выделением или
поглощением теплоты, изменением объема или окраски раствора в
отличие от веществ составляющих этот раствор.
При растворении в воде, например, гидроксида натрия, серной
кислоты наблюдается сильное разогревание раствора – экзотермический процесс (Н0), при растворении нитрата аммония – сильное охлаждение раствора – эндотермический процесс (Н0). Теплота растворения гидроксида калия Н = –55,65 кДж/моль, а нитрата аммония Н = +26,48 кДж/моль.
81
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Ряд свойств растворов (плотность, теплоемкость и др.) не могут быть определены заранее (являются аддитивными). Например,
при смешивании 500 мл этилового спирта и 500 мл воды образуется раствор объемом не 1000 мл, а 965 мл. Происходит сжатие системы (контракция). Известны и обратные случаи.
Окраска раствора может быть другой в отличие от окраски
веществ, составляющих этот раствор. Например, при растворении
белых кристаллов сульфата меди (II) в воде образуется голубой
раствор.
Физические процессы, происходящие при растворении, – перемешивание, выделение или поглощение теплоты, изменение
объема, химические – разрыв и образование химических связей.
Исходя из химической (гидратной) теории растворов
(Д. И. Менделеев, 1887 г), в результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются сравнительно нестойкие, переменного состава соединения, которые
называются сольватами, если растворителем является вода – то
гидратами. В растворах между растворителем и растворенным
веществом действуют донорно-акцепторные связи, водородные
связи, межмолекулярные взаимодействия. Образование таких соединений роднит растворы с химическими соединениями. Особенно склонны к гидратации ионы. Ионы присоединяют полярные
молекулы воды, в результате образуются гидратированные ионы;
поэтому, например, в растворе ион меди(II) голубой, в безводном
сульфате меди – бесцветный.
Во многих случаях такие соединения непрочны и легко разлагаются при выделении их в свободном виде. Однако в ряде случаев
образуются прочные соединения, которые можно легко выделить
из раствора путем кристаллизации. Из раствора выпадают кристаллы, содержащие молекулы воды:
CuSO4 + H2 O = CuSO4 · 5H2 O
Кристаллы
белого цвета
Кристаллогидрат
голу бого цвета
В химических формулах гидратов и кристаллогидратов формулу воды пишут отдельно, через точку.
Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды,
называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной. Так, в растворах
серной кислоты установлено существование гидратов переменного
состава Н2 SО4 ·Н2О, Н2 SО4 ·2Н2О, Н2 SО4 ·4Н2 О и др. Кристаллогид82
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ратами являются многие природные минералы. Многие вещества
(в том числе и органические) получаются в чистом виде в форме
кристаллогидратов.
Таким образом, растворение – не только физический, но и химический процесс. Растворы образуются в результате взаимодействия частиц: растворенного вещества с частицами растворителя.
Современная теория растворов является синтезом химической и
физической теорий, однако ее пока еще нельзя считать полностью
разработанной.
Опыт 1. Приготовление насыщенных растворов при различных температурах.
Налейте в пробирку воды, всыпьте в нее небольшое количество нитрата натрия, истолченного в порошок, и взбалтывайте до
полного растворения соли. Добавляйте нитрат натрия и взбалтывайте до тех пор, пока на дне пробирки не останется немного соли,
не растворяющейся при взбалтывании. Нагрейте пробирку до растворения соли и продолжайте добавлять NaNО 3 в горячий раствор
до получения насыщенного раствора. Что указывает на образование такого раствора? Нагрейте раствор до кипения и затем дайте
ему охладиться до комнатной температуры. Отметьте, какое количество кристаллов выделится. Сформулируйте вывод о растворимости NаNО3 в холодной и горячей воде и сравните с данными
таблицы 5.1.
Таблица 5.1
Растворимость NaNО3 в г на 100 г воды при различных
температурах
t, °С
Масса, г
0°
72,7
10°
79,9
20°
87,6
30°
96,1
40°
104,9
50°
114,1
60°
124,7
80°
149
100°
176
Опыт 2. Приготовление раствора NaCl из более концентрированного.
1) Определение плотности исходного концентрированного
раствора. Налить в узкий высокий цилиндр концентрированный
раствор NaCl и опустить в него ареометр, следя за тем, чтобы он
не прикасался к стенкам цилиндра. Отсчитать деления по шкале
сверху вниз (с точностью до тысячных долей), до которого ареометр погрузился в раствор (отсчёт вести по нижнему мениску).
Деление это покажет относительную плотность раствора.
83
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Рис. 5.3. Определение плотности жидкости ареометром
2) Найти в таблице 5.2 процентное содержание NaCl (1 %),
отвечающее найденной плотности  1 . По той же таблице найти
плотность  2 , раствора, который необходимо приготовить.
Таблица 5.2
Плотность и процентное содержание растворов NaCl
Концентрация, %
по массе
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Плотность, г/мл,
при температуре
10°С
20°С
1,0071
1,0053
1,0144
1,0125
1,0218
1,0196
1,0292
1,0268
1,0366
1,0340
1,0441
1,0413
1,0516
1,0486
1,0591
1,0559
1,0666
1,0633
1,0742
1,0707
1,0819
1,0782
1,0895
1,0857
1,0972
1,0933
Концентрация, %
по массе
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
Плотность, г/мл,
при температуре
10°С
20°С
1,1049
1,1008
1,1127
1,1065
1,1206
1,1162
1,1285
1,1241
1,1364
1,1319
1,1445
1,1398
1,1525
1,1478
1,1607
1,1559
1,1689
1,1639
1,1772
1,1722
1,1856
1,1804
1,1940
1,1888
1,2025
1,1972
3) Рассчитать, какой объём концентрированного раствора
нужно взять для получения 100 мл раствора заданной концентрации.
Пример: из 23% раствора с  1=1,1722 г/см 3 необходимо приготовить 100 мл 10% раствора с  2=1,070 г/см 3 . Составим схему,
используя правило креста (правило смешения), ω% H2 O принимаем за нуль.
84
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
.
Для приготовления 10% раствора необходимо взять 10 весовых частей концентрированного раствора NaCl и 13 весовых частей воды. В итоге получим 10 + 13 = 23 в.ч. 10% раствора NaCl.
Определим массу 100 мл 10% раствора:
mр-ра =  · Vр-ра =1,070 · 100 = 107,07 г.
Определяем массу 23% раствора (массу, которую составляют
10 весовых частей:
23 в. ч. – 107,07 г
10 в. ч. – Х г
10 · 107 ,07
Х =
= 46,55 г.
23
Определяем V 23% раствора:
р−ра =
р−ра

=
46,55
1,1722
= 33,7 мл.
Для приготовления 100 мл 10% раствора NaCl потребуется
33,7 мл концентрированного (23%) раствора NaCl.
4) Малым цилиндром отмерьте рассчитанный объём исходного раствора и перелейте его в мерную колбу на 100 мл. Доведите
объём до метки (по нижнему уровню мениска). Хорошо перемешайте раствор.
5) Налейте полученный раствор в высокий цилиндр и определите ареометром относительную плотность полученного раствора.
Проверив, таким образом, точность выполнения работы. Оформите полученные результаты в виде таблицы (табл. 5.3).
Таблица 5.3
Относительная плотность полученного раствора
Раствор NaCl
 , г/см3
I
1,071
Показания ареометра
II
III
1,072
1,070
среднее
1,071
Опыт 3. Определение процентной концентрации получе нного раствора NaCl.
Уточните процентную концентрацию NaCl в полученном растворе по таблице 5.2. Если в таблице для раствора NaCl
85
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
относительная плотность отсутствует, то указаны меньшая
(1,0707) и большая (1,0782) величины. В таком случае концентрацию находят интерполяцией – определением промежуточной величины по двум крайним, поступая следующим образом:
1) Находят разность величин относительных плотностей и
концентраций растворов по табличным данным:
1,0782 ― 11%
1,0707 ― 10%
0,0075 — 1%
2) Находят разность между величиной, определённой ареометром, и меньшей табличной: 1,0710 – 1,0707 = 0,0003.
Составляют пропорцию:
0,0075 — 1%
0,0003 — х%
1 · 0,0003
Х =
= 0,04.
0,0075
3) Найденное число прибавляют к меньшей величине концентрации, взятой из таблицы:
10 + 0,04 = 10,04%,
это отвечает концентрации испытуемого раствора.
Опыт 4. Расчёт других видов концентраций полученного
раствора.
Для 23% раствора NaCl с  = 1,1722 г/см 3 рассчитайте молярную, нормальную, моляльную и массовую концентрации, а также
титр. Формулы для пересчета концентраций запишите в таблицу 5.4.
Таблица 5.4
Пересчет концентраций растворов
Способ выражения
, %
См,
моль/л
СN,
моль/л
Смл,
моль/г
Т, г/мл
Массовая доля 
Молярная концентрация См
Нормальная концентрация СN
Моляльная концентрация Смл
Массовая концентрация С
Задания
1. Определите коэффициент растворимости КС1 при 25°С, если
для насыщения 25 г воды при этой температуре необходимо 8,75 г
соли.
86
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2. Растворимость соли при 90°С равна 204,9 г/100 г Н 2 О, а при
10°С 21,2 г/100 г Н2 О. При охлаждении насыщенного раствора
этой соли от 90 до 10°С выпало в осадок 367,4 г соли. Какая масса
соли и воды была использована для приготовления насыщенного
раствора при 90°С?
3. При охлаждении насыщенного при 100°С раствора до 10°С
выделилось 40 г NaNО3 . Сколько соли и воды было взято для перекристаллизации?
4. Сколько граммов NaCl выделится из 250 г насыщенного при
90°С раствора при охлаждении его до 10°С?
5. В 1 л воды при 18°С растворено 450 г Na 2 SO4 . Какой получился раствор: ненасыщенный, насыщенный или пересыщенный?
6. Сколько (в граммах) необходимо взять хлорида натрия и воды,
чтобы приготовить 100 г 5% раствора.
7. Какова масса H2 SO4 , содержащейся в 2 л 2 М раствора.
8. Определите нормальность и молярность раствора H2 SO4 , в
двух литрах которого содержится 19,6 г H2 SO4 .
9. Чему равна молярность раствора H3 PO4 , если в 300 г его содержится 18 г кислоты.
10. Из 100 кг 20%-го раствора при охлаждении выделилось 400 г
соли. Чему равна процентная концентрация охлаждённого раствора?
11. Смешали 247 г 62%-го и 500 г 40%-го раствора NaCl. Чему
равна процентная концентрация полученного раствора?
12. Сколько граммов NaCl потребуется для приготовления 1 л
20%-го раствора, плотность которого равна 1,148 г/мл?
13. Сколько воды надо прибавить к 100 мл 20%-го раствора
H2 SO4 (плотность равна 1,14 г/см 3 ), чтобы получить 5%-й раствор?
14. Какой объём 50%-го раствора KOH (плотность равна
1,538 г/см 3 ) требуется для приготовления 3 л 6%-го раствора
(плотность 1,048 г/см 3 )?
15. Вычислите молярную, нормальную и моляльную концентрации 16%-го раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/см 3 .
16. Какой объём 96%-й серной кислоты плотностью 1,84 г/см 3
потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?
17. На нейтрализацию 50 см 3 раствора кислоты израсходовано
25 см 3 5 н. раствора щёлочи. Чему равна нормальность кислоты?
87
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
18. Какая масса HNO3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см 3 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр
раствора NaOH?
19. Сколько граммов Na2 CO3 нужно отвесить для приготовления:
а) 500 мл 0,2 М раствора, б) 500 мл 0,1 н. раствора?
Таблица 5.5
Растворимость солей и оснований в 100 г воды (при 18°С)
Анионы
F–
Сl–
Вг –
I–
NO3 –
СlО–
SO4 2–
СО3 2–
СrO4 2–
C2 O4 2–
ОН–
Na+
4,44
35,86
88,76
177,9
83,97
97,16
16,83
16,39
61,21
3,34
116,4
К+
92,56
32,95
65,86
137,5
30,34
6,6
11,11
108,0
63,1
30,27
142,9
Катионы
Ag+
Mg2+ Са2+
195,4 0,0076 0,0016
0,0316 55,80 73,19
0.041 103,1 143,3
0,0635 148,2 200
213,4
74,3 121,8
12,25 126,4 179,3
0,55
35,43 0,20
0,003
0,01 0,0013
0,0025 73,0
0,4
0,0035 0,03 0,0356
0,01
0,001 0,17
Sr 2+
0,012
51,09
96,52
169,2
66,27
174,9
0,011
0,0011
0,12
0,0046
0,77
Ва2+
0,16
37,24
103,6
201,4
8,74
35,42
0,0323
0,0023
0,0338
0,0086
3,7
Zn 2 +
Рb2+
0,005
0,07
203,9
1,49
478,2 0,598
419,0
0,08
117,8 51,66
183,9 150,6
53,12 0,0041
0,004 0,031
–
0,042
0,036 0,0315
0,035
0,01
Таблица 5.6
Температура,°С
NaCl
NaNO3
Na2 SO4 •10Н2 О
КNO3
К2СrО7
(NН4)2SO4
Са(СН3 СОО) 2
СuSO4•5Н2 О
СuSO4 (NН4) 2 SO4
Растворимость солей (1 г на 100 г воды)
при различных температурах
0
10
20
25
30
32,28
40
50
60
70
80
85
90
100
35,5
35,7
36,9
36,0
36,1
–
36,4
36,8
37,2
37,5
38,1
–
38,7
39,4
72,7
79,9
87,6
91,6
96,1
–
104,9
114,1
124,7
–
149
–
–
176
4,5
9,6
19,2
27,9
40,8
49,85
48,4
46,6
45,3
44,1
43,3
–
42,7
42,3
13,1
21,2
31,6
37,9
46,0
–
63,9
85,5
110,1
137,5
168,8
–
204,9
243,6
4,68
7,75
12,48
15,0
18,2
–
25,9
–
45,56
–
73,01
–
–
100,0
70,1
72,7
75,4
76,9
78,1
–
81,2
84,3
87
90,6
94,1
–
97,8
102
37,4
36,0
34,7
34,2
33,8
–
33,2
–
32,7
–
33,5
32,9
31,1
29,7
14,3
17,2
20,5
22,3
24,4
–
28,7
33,7
39,5
–
55,5
–
76,73
77,0
11,5
15,1
19,4
22,3
24,4
–
30,5
37,6
46,3
56,8
69,7
–
86,0
107,1
88
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Типовые задачи
1. В 300 г раствора содержится 60 г растворенного вещества,
Определить массовую долю в процентах.
2. Найти молярную долю сульфата натрия в 15%-м его растворе.
3. Требуется приготовить 200 г 15%-го раствора карбоната
натрия. Определить массу (г) карбоната натрия и объем воды.
4. Требуется приготовить 40 г 10%-го раствора сульфата натрия
из глауберовой соли Na 2 SO4 ·10H2 O. Определить массу кристаллогидрата.
5. Какой объем (мл) 68%-го раствора азотной кислоты
( = 1,41 г/см 3 ) и воды потребуется для приготовления 40 г 12%-го
раствора.
6. Сколько воды надо прибавить к 100 мл 40%-го раствора гидроксида натрия (р = 1,437 г/см 3 ) для получения 15%-го раствора?
7. Из 50%-го раствора и 20%-го приготовить 300 г 30%-го раствора. Определите массу (г) первого и второго растворов.
8. Сколько миллилитров 37,23%-го раствора соляной кислоты
(р = 1,19 г/см 3 ) и воды потребуется для приготовления 500 мл
10%-го раствора?
9. Какой объем 30%-го раствора NaOH ( = 1,33 г/см 3 ) необходимо добавить к 500 см 3 20%-го раствора HCl ( = 1,1 г/см 3 ) для
полной нейтрализации кислоты?
10. Из 700 г 60%-й серной кислоты выпариванием удалили 200 г
воды. Чему равна процентная концентрация оставшегося раствора?
11. Из 10 кг 20%-го раствора при охлаждении выделилось 400 г
соли. Чему равна процентная концентрация охлаждённого раствора?
12. Определить моляльную концентрацию Смл водного раствора,
в 200 г которого содержится 50,5 г КNO 3 .
13. Приготовить 300 г 0,2 Мл раствора цинкового купороса.
14. Определить молярную концентрацию раствора, в 250 мл которого содержится 2,5 г гидроксида натрия.
15. Приготовить 500 мл 0,1 М раствора дихромата калия К 2 Сr2 O7 .
Определить массу соли.
16. Необходимо приготовить 200 мл 0,5 М раствора CuSO 4 ·5H2 O.
Найти массу кристаллогидрата.
89
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
17. Какой объем 1М раствора нитрата серебра AgNO 3 нужно добавить к 100 мл 1М раствора хлорида железа(III) FeCl3 , чтобы осадить все хлорид-ионы в виде хлорида серебра?
18. Какой объем 2 М раствора NaOH потребуется для осаждения
в виде Cu(OH)2 всех ионов меди, находящихся в 20 мл 0,5 М раствора сульфата меди(II)?
19. Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего в 200 мл 1,96 г серной кислоты.
20. Приготовить 250 мл 0,1 н. раствора К2 SO. Какова масса соли?
Контрольные вопросы
1. Какие бывают компоненты растворов? Что такое растворитель
и растворенное вещество? Какие продукты их взаимодействия бывают в растворах?
2. Какие физические и химические процессы протекают при образовании растворов? Какие вещества называют кристаллогидратами? Что такое кристаллизационная вода?
3. Что такое растворимость веществ? Что показывает коэффициент растворимости? Какими способами можно изменить состав
растворов?
4. Дайте характеристику важнейших способов выражения концентраций раствора. Какие концентрации называют процентными,
молярными, нормальными, моляльными, массовыми? Что такое
титр раствора?
5. Дайте определения концентрациям и приведите основные
формулы для их расчёта.
6. Как вычисляются эквивалентные массы кислот, солей и оснований? Как связан титр раствора с молярной и нормальной концентрациями?
90
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №6
Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, протекающие с изменением степени окисления
атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют
окислительно-восстановительными (ОВР). Так, например, в реакции замещения:
Zn0 + 2H+1 Cl1 = Zn+2 Cl2 1 + H2 0
цинк и водород изменили степень окисления.
В окислительно-восстановительных реакциях происходит перемещение электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим, при этом изменяются заряды ионов. Эти реакции также называются редокс-реакциями (от лат. reductio  восстановление и
oxydatio  окисление).
Окислительно-восстановительные реакции состоят из взаимосвязанных одновременно протекающих процессов окисления и
восстановления.
Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления повышается. Например, в реакции:
Zn0 + 2H+1 Cl1 = Zn+2 Cl2 1 + H2 0
электронное уравнение для цинка будет следующим:
Zn0  2e = Zn+2
степень окисления цинка повышается от 0 до +2. Цинк отдал электроны, он является восстановителем. Восстановителем называется
ион (атом, молекула) отдающий электроны. Из восстановленной
формы цинк (Zn0 – металлический) превращается в окисленную
форму (ион Zn2+), т.е. восстановитель в ходе окислительновосстановительной реакции окисляется.
Восстановление – это процесс присоединения электронов
атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается. Например:
2H+ + 2e = H2 0
Водород принял электроны, он является окислителем. Окислителем называется ион (атом, молекула), который при взаимодействии принимает электроны. Из окисленной формы ион водорода
91
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
превращается в молекулу, восстановленную форму. В ходе реакции окислитель восстанавливается.
В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
В качестве окислителей и восстановителей могут выступать
как простые и сложные вещества, так и ионы, содержащие в своем
составе атомы элементов, изменяющие в ходе реакции степень
окисления.
Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей высшей или в одной из наиболее высоких положительных степеней окисления, могут преимущественно восстанавливаться, выступая в качестве окислителей, например KMn+7 О4 , KCl+7 О4 ,
Рb+4 О2 , K2 Cr2 +6 O7 , H2 S+6 О4 , НCl+5 О3 , НI+5 O3 и др.
Соединения, содержащие атомы элементов в их низшей или в
одной из наиболее низких степеней окисления, выступают в окислительно-восстановительных реакциях преимущественно в качестве восстановителей, например N3 Н3 , Н2 S2 и др.
Важнейшие окислители и восстановители.
Важнейшие окислители:
1) Неметаллы (F2 , О2 , Cl2 , Br2 , S, О3 ), переходящие в состояние с
отрицательной степенью окисления.
2) Катионы металлов и водорода (Ag+, Сu2+, Н+), переходящие в
нейтральное состояние.
3) Сложные вещества, в состав которых входят элементы с высшей или высокой степенью окисления (КМnО4 , МnО2 , К2 Cr2 О7 ,
HNO3 , НСlО4 , РbО2 , AgO, Н2 О2 и др.).
4) Концентрированная серная кислота, «царская водка»  смесь
соляной и азотной кислот в соотношении 3:1.
5) Анод при электролизе.
Важнейшие восстановители:
1) Все металлы, переходящие в состояние с положительной степенью окисления.
2) Некоторые неметаллы (Н2 , В, С), переходящие в состояние с
положительной степенью окисления.
3) Сложные вещества, в состав которых входят элементы с низкой или низшей степенью окисления (Fe +2 Сl2 , Cr2 +3 (SО4 )3 , Н2 S2 ,
HCl1 , N3 H3 , H2 S+4 O3 , Mn+2 SО4 , HBr1 , Sn+2 Cl2 , Na2 S2 +2 О3 , C+2 O,
N+2 O и д.р.).
92
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
4) Органические вещества  альдегиды, спирты, глюкоза, муравьиная и щавелевая кислоты.
5) Катод при электролизе.
Соединения, в состав которых входят атомы элементов с промежуточной степенью окисления, способны проявлять как восстановительные свойства при взаимодействии с более сильными
окислителями, так и окислительные – с более сильными восстановителями, например Н2 О2 1 , Н3 Р +3 О3 , S, Cl2 , I2 , соединения Fe2+,
Сr3+, Мn4+, различные нитриты, сульфиты и др. Обычно одно из
этих свойств является более характерным и преобладающим.
Например:
а) H2 S+4 O3 + 2H2 = 3S0 + 3H2 O
S+4 + 4e  S0
S 2e  S0
В данной ОВР сернистая кислота H2 SO3 является окислителем, потому что реагирует с сероводородом H 2 S  сильным восстановителем.
б) 2Н2 S+4 O3 + O2 0 = 2Н2 S+6 O4 
S+4  2e  S+6
О2 0 + 4e  2О 
В этой реакции сернистая кислота H2 SO3 является восстановителем, потому что реагирует с O2  сильным окислителем
Наиболее сильными восстановителями являются щелочные
металлы, среди которых самый сильный – франций; наиболее
сильными окислителями  галогены, среди которых самый сильный – фтор.
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: 1) межмолекулярные; 2) внутримолекулярные; 3) диспропорционирования.
К межмолекулярным относятся реакции, которые протекают с
изменением степени окисления атомов в разных молекулах, т. е.
окислитель и восстановитель являются разными веществами.
4N3 H3 + 3O2 0  2N2 0 + 6H2 O2
2N3  6е  N2 0 4 2
O2 0 + 4e  2O2 6 3
Коэффициенты (2, 3) при окислителе и восстановителе находятся по правилу наименьшего кратного.
93
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Среди межмолекулярных окислительно-восстановительных
реакций (ОВР) встречаются реакции, в которых окислению или
восстановлению подвергаются атомы сразу двух элементов одного
вещества.
4Fe+2 S2 + 7O2 0  2Fe2 +3 O3 2 + 4S+4 O2 2
Fe+2 1е  Fe+3
 7е  4
2

+4
S 6  S
O2 0 +4e  2O2  + 4e  7
Расчет числа переходящих электронов проводят на молекулу
в целом (в данном случае электроны суммируются).
К этому типу реакций следует отнести и реакции между разными веществами, в которых атомы одного и того же элемента
имеют различную степень окисления (реакции конмутации). В результате получается вещество содержащее атомы того же элемента
в промежуточной степени окисления. В таких реакциях складываются коэффициенты при продукте реакции:
2H2 S2 + H2 S+4 O3 = 3S0 + 3Н2 О
S2  2е  S0  4  2
S+4 + 4е  S0  2  1
К внутримолекулярным относятся такие реакции, которые
протекают с изменением степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле, т.е. окислитель и восстановитель – атомы
разных элементов одной молекулы. В этом случае, атом с более
положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Это реакции термического разложения. Например:

2KCl+5 O3 2 → 2KCl1 + 3O2 0
Cl+5 + 6e  Cl1 6 1
2O3 2  6e  3O2 0 6 1
Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых
атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
N3 H4 N+3 O2 = N2 0 + 2H2 O
N3  6e  N2 0 6 1
N+3 + 6e  N2 0 6 1
94
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Третий тип реакций – реакции диспропорционирования или
дисмутации. (Диспропорция  отсутствие пропорциональности,
несоразмерность). Протекание таких реакций сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления
атомов одного и того же элемента, входящего в состав одной молекулы, т.е. атомы одного и того же элемента окисляются и восстанавливаются. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с
более низкой степенями окисления. Очевидно, эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата
калия К2 МnO4 , в котором марганец находится в промежуточной
степени окисления +6. Цвет раствора этой соли темно-зеленый
(цвет иона МnO4 ), который переходит в бурый, так как выпадает
осадок МnO2 и образуется ион МnO4 . Реакция протекает по уравнению
3К2 Мn+6 O4 + 2Н2 О = 2КМn+7 O4 + Мn+4 O2 + 4КОН
К реакциям диспропорционирования относят и такие часто
встречающиеся реакции:
4Н3 Р +3 О3 = 3Н3 Р +5 О4 + Р 3 H3
Р +3  2e  Р +5 6 3
Р +3 + 6e  Р 3 2 1
При составлении уравнения реакции дисмутации коэффициенты из уравнений электронного баланса при атомах окислителях
и восстановителях складываются. Реакции диспропорционирования также называются реакциями самоокисления  самовосстановления.
Составление уравнений ОВР.
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней
окисления атомов в исходных и конечных веществах. Число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу
электронов, присоединенных окислителем. Число одноименных
атомов в левой и правой частях уравнения одинаково.
Особенности составления ОВР методом электронного баланса.
1) Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих
веществ и продуктов реакции. Образующиеся в реакциях веще-
95
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ства, определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.
2) Для определения числа электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем, удобно пользоваться шкалой
изменения степеней окисления.
Уменьшение степени окисления

–4 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Увеличение степени окисления
—————————————
Число электронов, присоединенных окислителем, равно числу
делений при движении по шкале справа налево.
Например: S+6  S0 .
От значения +6 до значения 0 шесть делений, следовательно,
S+6 +6е  S0 .
Число электронов, отданных восстановителем, равно числу
делений при движении по шкале слева направо.
Например: N 3  N+5 .
От значения 3 до значения +5 восемь делений, следовательно, N 3 8е  N+5 .
3) Число электронов, принимаемых окислителем или отдаваемых
восстановителем, можно определить для каждого из них как алгебраическую разность степеней окисления до и после реакции.
4) При составлении уравнений окислительно-восстановительных
реакций удобно в исходных веществах записывать сначала восстановитель, затем окислитель и среду (если это необходимо); в продуктах реакции  сначала продукт окисления восстановителя, затем продукт восстановления окислителя, затем другие вещества.
5) По мере приобретения навыков в составлении уравнений
окислительно-восстановительных процессов, число промежуточных этапов может быть сокращено до написания лишь одного
уравнения.
Рассмотрим применение этого метода на конкретных примерах.
Пример 1. Составить уравнение реакции взаимодействия меди
с раствором нитрата ртути(II). Определить окислитель и восстановитель.
96
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Решение: записывают схему реакции и определяют атомы каких элементов изменяют степени окисления:
Сu0  Hg+2 (NO3 )2  Сu+2 (NO3 )2  Hg0
В процессе окисления атом меди образует ион меди и отдает
два электрона. Его степень окисления повышается от 0 до 2.
Медь  восстановитель. Ион ртути, присоединяя два электрона,
изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат ртути  окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями:
окисление Сu0  2е  Сu+2 | 2 | 1 восстановитель
восстановление Hg+2 + 2е  Hg 0 | 2 | 1 окислитель
Из уравнений электронного баланса видно, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1. В суммарном уравнении реакции стехиометрические коэффициенты не выставляются
Сu  Hg(NO3 )2  Сu(NO3 )2  Hg
Чтобы проверить правильность составленного уравнения,
подсчитываем число атомов каждого элемента в правой и левой
частях.
Переписываем уравнение в ионной форме
Сu0  Hg+2  2NO3   Сu+2  2NO3  Hg0
и после сокращения одинаковых ионов получим
Сu0  Hg+2  Сu+2  Hg0 .
Метод полуреакций. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций широко применяют и так называемый метод полуреакций или ионно-электронный метод. Метод
полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления восстановителя и процесса восстановления окислителя с последующим суммированием в общее уравнение. Легко
уяснить и физическую картину процессов.
При составлении уравнений методом полуреакций необходимо соблюдать следующие условия.
1) Начинать, как и в случае метода электронного баланса, с составления схемы процесса. Для этого записывают в ионном виде
восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия, а затем уже приступают к составлению уравнений полуреакций.
Сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы  в виде молекул. Продукты реакции (взаимодействия восстановителя и окислителя) устанавливаются либо
97
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
опытным путем, либо на основании известных свойств элементов,
либо по справочникам.
2) При составлении уравнений полуреакций из исходных соединений может освобождаться кислород в форме О 2 . Тогда в кислых
растворах он связывается ионами Н + в воду, а в щелочных  в гидроксид-ионы: О2 + 2Н+ = Н2 О; О2 + Н2 О = 2ОН
3) Если же исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем у образующихся соединений, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных  за счет гидроксид-ионов:
Н2 О = О2 + 2Н+, 2ОН = О2 + Н2 О
Пример 1. Составьте уравнение реакции, протекающей при
пропускании сероводорода H2 S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO4
Решение: составим схему реакции:
H2 S  КМnO4 + H2 SO4  S + MnSO4 + K2 SO4  H2 O
При протекании реакции малиновая окраска КМnO4 исчезает
и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора
происходит в результате образования элементарной серы из сероводорода:
H2 S  S + 2H+
В этой схеме число атомов одинаково в левой и правой частях. Для уравнивания зарядов надо от левой части схемы отнять
два электрона H2 +S2  S0 + 2H+, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
H2 S  2е = S + 2H+.
Это первая полуреакция  процесс окисления восстановителя
H2 S. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnО4 
(он имеет малиновую окраску) в ион Мn2+ (почти бесцветный и
лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что
можно выразить схемой
MnО4   Mn+2
Опыт показывает, что в кислом растворе кислород, входящий
в состав ионов MnО4 , вместе с ионами водорода в конечном итоге
образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnО4  + 8H+  Mn+2 + 4H2 O
98
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и
заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные  два положительных (2+)
(Mn+7 О4 ) + 8H+  Mn+2 + 4H2 O,
то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части
схемы прибавить пять электронов:
MnО4  + 8H+ + 5е = Mn+2 + 4H2 O
Это вторая полуреакция  процесс восстановления окислите
ля  иона MnО4 .
Для составления общего (суммарного) уравнения реакции
надо уравнения полуреакций почленно суммировать, предварительно уравняв число отданных и полученных электронов. В этом
случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители (в примере 5 и 2), на которые
умножаются равенства полуреакций. Сокращенная запись будет
иметь следующий вид:
H2 S  2е = S + 2H+
5
MnО4  + 8H+ + 5е = Mn+2 + 4H2 O 2
5H2 S + 2MnO4  + 16H+ = 5S +10H++ 2Mn2+ + 8H2 О
Сократив на 10Н+, окончательно получим
5H2 S + 2MnО4  + 6Н+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2 О
Проверяем правильность составленного ионного уравнения:
число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов
в левой части (2) + (6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно.
Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону
подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону  анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в
правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
5H2 S + 2MnО4  + 6Н+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2 О
2K+
3SО4 2 =
2K+
3SО4 2
5H2 S  2КМnO4 + 3H2 SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2 SO4  8H2 O
Таким образом, составление уравнений окислительновосстановительных реакций методом полуреакций приводит к тому же результату, что и методом электронного баланса. В методе
полуреакций коэффициенты ОВР определяют с учетом конкретной
формы ионов, участвующих в процессе. Преимуществом метода
99
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
является отсутствие необходимости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволяет учесть влияние среды реакции на характер процесса. Метод полуреакций применим лишь
для описания и подбора коэффициентов окислительновосстановительных процессов в растворах.
Влияние среды на характер протекания реакций. Реакции
окисления  восстановления могут протекать в различных средах:
в кислой (избыток  Н+ионов), нейтральной (Н2 О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же
веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион МnО4  в кислой среде восстанавливается
до Мn2+ (cт. ок. Мn2+), в нейтральной  до МnО2 (cт.ок. Мn+4 ), а в
щелочной  до МnO4 2 (cт. ок. Мn6+). Схематически эти изменения
можно представить так:
окисленная форма
восстановленная форма
 Н+  Mn2+ (бесцветный раствор)

МnO4
 Н2 O  МnО2 (бурый осадок)
 ОН  МnО2 (раствор зеленого цвета)
Обычно для создания в растворе кислой среды используют
серную кислоту. Азотную и соляную кислоты применяют редко:
первая сама является окислителем, вторая способна окисляться.
Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов
калия или натрия.
Опыты по влиянию среды легко провести, взяв, например, в
качестве восстановителя раствор сульфита натрия, а в качестве
окислителя раствор перманганата калия. Составим соответствующие уравнения методом полуреакций.
В кислой среде:
Na2 SO3 + КМnО4 + Н2 SО4 = Na2 SO4 + MnSO4 + K2 SO4 + Н2 O
SO3 2+ МnО4   SO4 2 + Mn2+
SO3 2 + Н2 О  2е = SO4 2 + 2Н+
5
МnО4 + 8Н+ + 5е = Mn2+ + 4Н2 O 2
5SO3 2 + 3МnО4  + 6Н+ = 5SO4 2 + 2Mn2+ + 3Н2 O
или
5Na2 SO3 + 2КМnО4 + 3Н2 SО4 = 5Na2 SO4 + 2MnSO4 + K2 SO4 + 3Н2 O
В нейтральной или слабощелочной среде:
Na2 SO3 + КМnО4 + Н2 О = Na2 SO4 + MnO2 + KOН
100
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
SO3 2 + МnО4 SO4 2 + MnO2
или
SO3 2 + Н2 О  2е = SO4 2 + 2Н+
3



МnО4 + 2Н2 О +3е =MnO2 + 4OН 2
3SO3 2 + 2МnО4 + Н2 О = 3SO4 2 + 2MnO2 + 2OН
3Na2 SO3 + 2КМnО4 + Н2 О = 3Na2 SO4 + 2MnO2 + 2KOН
В сильнощелочной среде:
Na 2 SO3 + KMnО4 + NaOH = Na2 SO4 + K2 MnО4 + Na2 MnO4 + Н2 О
SO3 2 + МnО4   SO4 2 + MnO4 2
SO3 2 + 2OН  2е = SO4 2 + Н2 O 1
МnО4  + е = MnO4 2
2
2
SO3 + 2МnО4  + 2OН = SO4 2 +2MnO4 2 + Н2 O
или
Na2 SO3 + 2КМnО4 + 2NaOН = Na2 SO4 + K2 MnO4 + Na2 MnO4 + Н2 O
Опыт 1. Получение галогена йода.
1) Возьмите в пробирку щепотку смеси (KI + MnO2 ), прилейте
1-2 мл концентрированной H2 SO4 и слегка нагрейте. Пронаблюдайте выделение кристаллов йода, при нагревании которых идет
возгонка с выделением фиолетовых паров. Свободный йод определите с помощью крахмального раствора.
2) Немного кристаллов йода перенесите в другую пробирку,
сильно разбавьте водой и прибавьте несколько капель крахмального раствора (качественная реакция йода). Составьте уравнение реакции, учитывая, что Mn+4 в MnO2 восстановится до MnSO4 , т.е.
Mn+2 . Подберите коэффициенты в уравнении реакции.
Опыт 2. Окислительные свойства KMnO4 .
Налейте в пробирку 2-3 мл раствора FeSO4 , добавьте столько
же разбавленной H2 SO4 и 1 мл KMnO4 . Почему обесцвечивается
раствор KMnO4 ? Напишите уравнение реакции, составьте к нему
электронные уравнения и подберите коэффициенты.
Опыт 3. Влияние реакции среды на окислительные свойства KMnO4 .
1) Подкислите 1-2 мл раствора KMnO4 серной кислотой и
прилейте 3-4 мл раствора Na2 SO3 . Пронаблюдайте обесцвечивание
раствора. Реакция протекает по схеме:
101
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
KMnO4 + Na2 SO3 + H2 SO4  MnSO4 + Na2 SO4 + K2 SO4 + H2 O
2) К 1-2 мл раствора KMnO4 добавьте 4-5 мл раствора Na2 SO3 .
Пронаблюдайте появление бурового осадка MnO2 .
Реакция протекает по схеме:
KMnO4 + Na2 SO3 + H2 O  MnO2 + Na2 SO4 + KOH
3) Налейте в пробирку 1-2 мл раствора KMnO4 , добавьте
столько же раствора щелочи и 4-5 мл раствора Na2 SO3 . Пронаблюдайте появление зеленой окраски, характерной для соединений
шестивалентного марганца. Реакция протекает по схеме:
KMnO4 + Na2 SO3 + KOH  K2 MnO4 + Na2 SO4 + H2 O
Для всех трех реакций составьте электронные уравнения и
подберите коэффициенты.
Опыт 4. Восстановительные свойства йодистоводородной
кислоты и ее солей.
К 2-3 мл раствора FeCl3 прилейте немного раствора KI. Пронаблюдайте побурение раствора за счет выделения I2 . Иод с крахмальным раствором дает посинение (качественная реакция йода).
Напишите уравнение реакции.
Опыт 5. Взаимодействие меди с концентрированной и разбавленной HNO3 .
1) В пробирку с медной стружкой прилейте (в вытяжном
шкафу) 2-3 мл концентрированной HNO3 . Пронаблюдайте выделение бурого газа NO2 .
2) В пробирку с медной стружкой прилейте 2-3 мл разбавленной HNO3 , слегка подогрейте (в вытяжном шкафу!) и наблюдайте
выделение бесцветного газа NO, буреющего у отверстия пробирки.
Напишите уравнения происходящих реакций, составьте к ним
электронные уравнения и подберите коэффициенты.
Задания
1. Расставьте коэффициенты:
HNO3 + KI + H2 SO4  K2 SO4 + I2 + NO + H2 O
Ca3 (PO4 )2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO
FeCl2 + H2 O2 + NaOH  Fe(OH)3 + NaC1
PbO2 + MnSO4 + HNO3  HMnO4 + Pb(SO4 )2 + Pb(NO3 )2 + H2 O
2. Какие из реакций, протекающих по схемам:
K2 Cr2 O7 + H2 SO4 (конц)  CrO3 + K2 SO4 + H2 O
102
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
KBr + KВrO3 + Н2 SO4  Br2 + K2 SO4 + H2 O
NaSO3 + KMnO4 + H2 O  Na2 SO4 + MnO2 + KOH
являются окислительно-восстановительными. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
Укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель.
3. По степени окисления фосфора в соединениях PH3 , H3 PO4 ,
H3 PO3 определите, какое из них является только окислителем,
только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
P + HNO3 + H2 O  H3 PO4 + NO
4. Реакции протекают по схемам:
KMnO4 + Na2 SO3 + KOH  K2 MnO4 + Na2 SO4 + H2 O
PbS + HNO3  S + Pb(NO3 )2 + NO + H2 O
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите для
каждой реакции окислитель и восстановитель, какое вещество
окисляется, какое восстанавливается.
5. Укажите, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях: Mn6+ Mn2+; Cl5+ Cl;
N3-  N5+. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме: Cu2 O + HNO3  Cu(NO3 )2 + H2 O.
6. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях K2 Cr2 O7 , KI, H2 SO3 , определите, какое из них является только
окислителем, только восстановителем и какое может проявлять
как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакции, протекающих по
схеме:
Na2 CrO2 + PbO2 + NaOH  Na2 CrO4 + Na2 PbO2 + H2 O
7. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схемам:
H2 S + Cl2 + H2 O  H2 SO4 + HCl
K2 Cr2 O7 + H2 S + H2 SO4  S + Cr2 (SO4 )3 + K2 SO4 + H2 O.
Укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель,
какое вещество окисляется, какое восстанавливается.
8. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схемам:
P + HClO3 + H2 O  H3 PO4 + HCl
H3 AsO3 + KMnO4 + H2 SO4  H3 AsO4 + K2 SO4 + H2 O
103
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель,
какое вещество окисляется, какое восстанавливается.
9. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схемам:
K2 Cr2 O7 + HBr  Br2 + CrBr3 + KBr + H2 O
Au + HNO3 + HCl  AuCl3 + NO + H2 O
Укажите для каждой реакции окислитель и восстановитель,
какое вещество окисляется, какое восстанавливается.
10. Для реакций, протекающих по указанным ниже схемам, составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях каждой реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое — восстановителем
K2 S + KMnO4 + H2 SO4  S + MnSO4 + K2 SO4 + H2 O
HNO3 + KI + H2 SO4  K2 SO4 + I2 + NO + H2 O
AgNO3 + I2 + H2 O  AgIO3 + HNO3 + AgI
Ca3 (PO4 )2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO
K2 Cr2 O7 + KI + H2 SO4  K2 SO4 + Cr2 (SO4 )3 + I2 + H2 O
FeCl2 + H2 O2 + NaOH  Fe(OH)3 + NaC1
Zn + KNO2 + KOH + H2 O  NH3 + K2 [Zn(OH)4 ]
PbO2 + MnSO4 + HNO3  HMnO4 + Pb(SO4 )2 + Pb(NO3 )2 + H2 O
NaNO3 + Hg + H2 SO4  Na2 SO4 + HgSO4 + NO + H2 O
11. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
Укажите коэффициент перед окислителем.
H2 O2 + KMnO4 + H2 SO4  K2 SO4 + MnSO4 + O2 + H2 O
H2 MnO4  HMnO4 + MnO2 + H2 O
NaBr + MnO2 + H2 SO4  MnSO4 + Na2 SO4 + Br2 + H2 O
As2 S3 + HClO3 + H2 O  H3 AsO4 + H2 SO4 + HCl
Fe(CrO2 )2 + Na2 CO3 + O2  Na2 CrO4 + Fe2 O3 + CO2
CrCl3 + Br2 + NaOH  Na2 CrO4 + NaBr + NaCl + H2 O
NaNO2 + KI + H2 SO4  NO + I2 + Na2 SO4 + K2 SO4 + H2 O
Al + KNO3 + KOH + H2 O  KAlO2 + NH3
NaOCl + KI + H2 SO4  I2 + NaCl + K2 SO4 + H2 O
FeCl2 + K2 Cr2 O7 + HCl  FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2 O
12. Расставьте коэффициенты, определите окислители и восстановители:
Ba(OH)2 + ClO2  Ba(ClO2 )2 + Ba(ClO3 )2 + H2 O
CrCl3 + H2 O2 + KOH  K2 CrO4 + KCl + H2 O
104
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
SnSO4 + KMnO4 + H2 SO4  Sn(SO4 )2 + MnSO4 + K2 SO4 + H2 O
Na2 S + Na2 Cr2 O7 + H2 SO4  S + Cr2 (SO4 )3 + Na2 SO4 + H2 O
FeCl2 + K2 Cr2 O7 + HCl  FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2 O
Na2 S + KMnO4 + H2 O  S + MnO2 + NaOH + KOH
Контрольные вопросы
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что такое степень окисления? Чему она равна?
3. Какой схемой можно выразить процессы окисления и восстановления?
4. Какую степень окисления имеют вещества, являющиеся окислителями, восстановителями? Приведите примеры. Какие свойства
проявляют вещества, содержащие атомы с промежуточной степенью окисления? Приведите примеры.
5. Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют?
6. Какое правило лежит в основе метода электронного баланса?
Назовите основные этапы составления окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса?
7. В чем отличие составления окислительно-восстановительных
реакций методом электронного баланса и ионно-электронных полуреакций?
8. Значение окислительно-восстанови-тельных реакций в природе, сельском хозяйстве и промышленности.
105
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №7
Комплексные соединения
Вещества могут быть образованы в результате соединения
друг с другом нейтральных молекул без возникновения новых связующих электронных пар, например:
K2 SO4 + Al2 (SO4 )3 = K2 SO4 ·Al2 (SO4 )3 = 2KAl(SO4 )2
CuSO4 + 5H2 O = CuSO4 ·5H2 O
Fe(CN)3 + 3KCN = Fe(CN)3 ·3KCN = K3 [Fe(CN)6 ]
Молекулярные соединения, диссоциирующие в водном растворе на простые ионы, например:
КАl(SO4 )2 ⇄ K+ + Аl3+ + 2SO4 2– ,
называются двойными солями.
Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы,
способные к существованию как в растворе
К3 [Fe(CN)6 ] ⇄ 3K+ + [Fe(CN)6 ]3– ,
так и в кристалле, называют комплексными.
Для объяснения взаимодействия нейтральных молекул
А. Вернер (1893, швейц. химик) ввел понятие о главной и побочной валентности. Образование K3 [HgI4 ] возможно, так как ион
ртути за счет своей главной валентности (сплошная линия),
равной двум, присоединяет два иодид-иона, а за счет побочной
(пунктир) – дополнительно два иодид-иона.
K+
I-
IHg2+
I-
K+
I-

внешняя сфера

вну тренняя сфера
В настоящее время главная валентность – это ионная или ковалентная связь, а побочная – донорно-акцепторная связь.
Комплексные соединения – это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму.
Образование комплексного соединения – неэлектролита
Ni(CO)4 . Акцептором в донорно-акцепторной связи может быть
переходный металл Ni. У него четыре свободные орбитали, поэто106
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
му он может принять восемь электронов и достигнуть устойчивой
конфигурации атома криптона. Молекула оксида углерода(II)
нуклеофильна, может давать на образование связи два электрона
(:С=О), с никелем образует карбонилы, например тетракарбонил
никеля:
Положения координационной теории А. Вернера:
1) центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл);
2) вокруг комплексообразователя расположены (скоординированы) лиганды (уст. адденды), т. е. ионы противоположного знака
или нейтральные молекулы;
3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения;
4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения.
По общепринятым обозначениям внутренняя сфера отделяется от внешней квадратными скобками. Так, комплексное соединение Fe(CN)3 ·3KCN может иметь следующий вид:
K3 +[Fe(CN)6 ]3–
Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называют координационным числом. В приведенном примере оно равно 6.
Для написания формулы комплексного соединения надо
знать: 1) заряд (степень окисления) комплексообразователя; 2) заряд лигандов; 3) координационное число; 4) ионы внешней сферы.
107
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Типичными комплексообразователями являются d-элементы
периодической системы Д. И. Менделеева. Катионы этих элементов имеют переходные от 8 к 18 электронные уровни и легко поляризуют анионы и полярные молекулы, образуя комплексные ионы.
Это Ag+, Au+, Cu+, Cu2+, Hg2+, Cd2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Co3+, Ni2+, Pt4+ и
др. Однако и катионы других элементов в определенных условиях
способны к комплексообразованию. Комплексообразователями
могут быть и некоторые неметаллы, например, кремний в H2 [SiF6 ],
сера в H2 [SO4 ], азот в [NH4 ]Cl.
Важнейшими лигандами являются:
а) нейтральные молекулы, имеющие дипольный характер: Н 2 О,
NH3 , NO, CO и др.,
б) ионы: CN– , NO2 – , Cl– , Вr– , I– , ОН– , CO3 2– , S2 O3 2– и др.
Лиганды, занимающие во внутренней сфере одно место,
называются монодентатными, а занимающие два, три и более
мест – полидентатными.
Так, например, ионы CN– , NO2 – , молекулы аммиака NH3 и метиламина CH3 NH2 – монодентатные лиганды, лиганды ионы CO3 2– ,
SO4 2– ,
С2 O4 2– –
бидентатные.
Лиганд
этилендиамин
NH2 CH2 CH2 NH2 (его сокращенное обозначение En) – также бидентатный, так как он имеет две группы NH2 и может занимать в комплексах место двух лигандов.
Примером четырехдентатного лиганда может служить двузарядный анион этилендиаминтетрауксусйой кислоты:
-OOCCH2
CH2 COOH
N-CH2 -CH2 -N
HOOCCH2
CH2 COOТаким образом, дентатность определяется числом атомов в
лиганде, которыми он связан с комплексообразователем. Координационные числа ионов-комплексообразователей приводятся ниже:
2
Cu+, Ag+, Au+
4
6
8
Cu2+, Hg2+, Au3+, Cd2+, Pb2+,Fe2+, Fe3+, Cr 3+ Co 2+, Ni2+, Al3+, Ca2+, Sr 2+, Ba2+
Pt 2+, Pd2+
Zn 2+, Pt 4+, Pb4+
Чаще всего координационные числа имеют значения 6 и 4.
Ионами внешней сферы часто являются ионы щелочных и
щелочноземельных металлов, аммония и др. Некоторые комплексные соединения не имеют внешней сферы – у них отрицательный
заряд ионов, входящих во внутреннюю сферу, равен положитель108
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ному заряду комплексообразователя. Это [Pt(NH3 )2 Cl4 ],
[Co(NH3 )3 Cl3 ] и многие другие. Чтобы написать формулу комплексного иона, состоящего из комплексообразователя Аu3+ (координационное число 2) и лиганда CN– , надо сначала написать Аu,
рядом лиганд (дважды) и затем определить заряд комплексного
иона. В примере заряд иона [Au(CN)2 ] равен (+1)+(–2)= –1. Формула комплексного иона [Au(CN)2 ] – .
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и лигандов.
Номенклатура комплексных соединений. Всегда сначала
называют анион (в именительном падеже), а затем катион (в родительном падеже). Если в соединение входит комплексный катион,
то сначала называют лиганды – нейтральные молекулы, входящие
в комплекс. При этом аммиак называют аммин (его называют первым), воду – акво (называют после аммиака); если лигандов несколько, то сперва называют их число на греческом языке: 2 – ди,
3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Следующими называют лиганды – ионы, входящие в комплекс (обычно остатки кислот), добавляя к ним окончание «о», например, циано (CN– ), нитро (NO2 – ),
хлоро (Сl– ), гидроксо (ОН– ), гидридо (Н– ), оксо (О2– ), тио (S2– ), родано или тиоцианато (SCN– ), оксалато (С2 O4 2– ) и т. д. Наконец,
следует название комплексообразователя (русское название элемента). В скобках показывают его степень окисления, например:
[Ag(NH3 )2 ]Cl – хлорид диамминсеребра(I);
[Сu(NH3 )4 ]SO4 – сульфат тетраамминмеди(II);
[PtCl(NH3 )5 ]Cl3 – хлорид пентаамминхлорплатины(IV).
Если в соединение входит комплексный анион, то также сначала называют лиганды – нейтральные молекулы, затем лиганды –
ионы с введением в наименование греческих числительных (если
это необходимо), как и в случае комплексного катиона (см. предыдущий случай). После этого называют комплексообразователь,
используя латинское название элемента с добавлением слога -ат, а
перед названием элемента в скобках указывается степень его
окисления. Называют катион внешней сферы в родительном падеже, например:
К[Ag(CN)2 ] – дицианоаргентат(I) калия;
К3 [Fe(CN)6 ] – гексацианоферрат(III) калия;
NH4 [Cr(NCS)4 (NH3 )2 ] – диамминтетратиоцианохромат(III) аммония.
109
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Название нейтральных комплексов (комплексов неэлектролитов) составляют из названий лигандов (в указанной выше последовательности) и обычных русских названий центральных атомов в
именительном падеже, при этом указание степени окисления
опускается, например:
[PtCl4 (NH3 )2 ] – диамминтетрахлороплатина;
[Со(NO2 )3 (NH3 )3 ] – триамминтринитрокобальт.
Многие названия комплексных соединений получаются весьма длинными. Поэтому часто параллельно с ними применяются и
другие названия:
K2 [PtCl6 ] – хлорплатинат калия,
K2 [PtCl4 ] – хлорплатинит калия,
K3 [Fe(CN)6 ] – феррицианид калия,
[Pt(NH3 )5 Cl]Cl3 – соль Чугаева и т.д.
По названию комплексных соединений нетрудно научиться
составлять их формулы.
При классификации комплексных соединений обычно исходят из природы лигандов.
1) Аквакомплексы – это соединения, у которых лигандами являются молекулы воды: [Al(Н2 О)6 ]Сl3 , [Са(Н2 О)6 ]Сl2 , [Со(Н2 О)6 ]Сl2 и
др. Аквакомплексы могут отщеплять протон от координированных
молекул воды и переходить в гидроксокомплексы, например:
[Аl(Н2 О)6 ]3+ ⇄ [Аl(Н2 О)5 ОН]2+ + Н+
2) Ацидокомплексы – лигандами являются кислотные остатки –
анионы. PtCl4 ·2KCl или K2 [PtCl6 ], H2 [SiF6 ], H2 [SO4 ], H[ClO4 ],
Н3 [РО4 ], Na2 [Sn(OH)6 ], Na2 [Sn(OH)4 ], Na2 [Zn(OH)4 ].
3) Аммиакаты и аминаты – содержат комплексный ион, лигандами в котором являются молекулы аммиака NH3 или аминов (метиламина CH3 NH2 , этиламина C2 H5 NH2 , этилендиамина
NH2 CH2 CH2 NH2 – условное обозначение Еn) и др.
Аммиакаты
и
аминаты
состава
[Cu(NH3 )4 ](OH)2 ,
[Ni(NH3 )6 ](OH)2 и [Co(En)3 ](OH)3 проявляют свойства сильных
оснований.
4) Полигалогениды – комплексообразователь в них ион галогена,
а лиганды – молекулы галогена. Например, Me[I(I2 )] и Me[I(I2 )4 ].
Трииодит калия диссоциирует ступенчато:
K[I(I2 )] ⇄ K+ + [I(I2 )]–
и далее
[I(I2 )]– ⇄ I– + I2
110
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
5) Многоядерные комплексные соединения –
[(NH3 )5 CoNH2 Co(NH3 )5 ]Cl5 (мостик NH2 ).
6) Циклические, или хелатные (клешневидные), комплексные соединения во внутренней сфере содержат циклы, образуемые биили полидентатными лигандами.
O
O
O = C–O
S
Ме
Me
O
O
O = C–O
К хелатным относятся и внутрикомплексные соединения.
В этих соединениях центральный атом (комплексообразователь)
образует различные связи с лигандами: 1) за счет неспаренных
электронов; 2) по донорно-акцепторному механизму.
Простейшим примером такого соединения является гликолят
меди – медная соль аминоуксусной кислоты NH2 –СН2 –СООН:
O=C
O
O
C=O
Cu
H2 C H2 N
NH2 CH2
В соединении гликолята меди лиганд NH2 –СН2 –СОО– присоединяется к комплексообразователю (Сu2+) одновременно двумя
функциональными группами: связь Сu–О полярная, а связь Сu–N,
донорно-акцепторная (обозначена стрелкой от донора к акептору).
Для объяснения образования, строения и свойств комплексных соединений применяют: метод валентных связей (МВС),
теорию кристаллического поля (ТКП) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Метод валентных связей (МВС) основан на предположении,
что химическая связь всегда является двухэлектронной связью.
Только в комплексных соединениях большую роль играет
донорно-акцепторное взаимодействие неподеленных электронных
пар лигандов и свободных орбиталей комплексообразователя.
Образование комплексных соединений не связано с возникновением новых электронных пар, и не изменяется степень окисления комплексообразователя.
МВС объясняет образование карбонилов металлов, магнитные
свойства веществ, значения координационных чисел. Метод является наглядным: каждой валентности отвечает двухэлектронная
связь. МВС не объясняет оптические свойства комплексных соединений – цветность, спектры поглощения.
111
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Теория кристаллического поля ТКП предполагает, что связи
между комплексообразователем и лигандами ионные или ионнодипольные и осуществляется электростатическое притяжение
Строение хлорида тетрааммин-кадмия(II)
и гексацианоферрата(III) калия по Т КП
Согласно этой теории хорошими комплексообразователями
являются многозарядные ионы небольшого радиуса – d-элементы.
ТКП объясняет оптические и магнитные свойства соединений.
Название теория получила из-за сходства положения иона комплексообразователя в соединении с положением ионов в кристаллической решетке. Таким образом, ТКП применима в случае ионных комплексов, МВС – в случае ковалентных комплексов. Применение ММО не зависит от типа химической связи.
Метод молекулярных орбиталей ММО рассматривает комплекс как единое целое с учетом структуры и комплексообразователя, и лигандов, не зависит от типа химической связи. Свойства
комплекса устанавливаются в результате математических вычислений систем, состоящих из ядер и электронов. Например,
[Cd(NH3 )4 ] 2+ состоит из ядра Cd, 4 ядер N, 12 ядер Н и 86 электронов. Электроны распределяются по связывающим и разрыхляющим орбиталям. Метод расчета приближенный и для простейших
молекул – МО ЛКАО. Из трех теорий ММО является наиболее
перспективной.
Явление, когда вещества имеют одинаковый качественный и
количественный состав, но обладают различным строением, а
значит, и различными свойствами называют изомерией.
Различают геометрическую, оптическую, гидратную, ионизационную и другие виды изомерии.
Геометрическая (цис-, транс-) изомерия обусловлена различным положением лигандов относительно друг друга. Например,
диамминтетрахлороплатина [Pt(NH3 )2 Cl4 ]:
112
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
цис-изомер,
оранжевый
транс-изомер,
желтый
Гидратная изомерия обусловлена неодинаковым распределением молекул воды между внутренней и внешней сферами комплексного соединения:
[Сr(Н2 О) 6 ]Cl3
трихлорид
гексааквохрома(III)
фиолетовый
–осаждение 3Cl
CrCl3 ∙6H2 O
[CrCl(H2 O) 5 ]Cl2 ∙H2 O
[CrCl2 (H2 O) 4 ]Cl∙2Н2 О
дихлорид
хлорид
пентааква-хлорохрома(III) тетраакво-дихлорохрома(III)
сине-зеленый
темно-зеленый
Взаимодействие с AgNO 3
–осаждение 2 /3 Cl
–осаждение 1 /3 Cl
Ионизационная изомерия – неодинаковое распределение кислотных остатков (ионов) между внутренней и внешней сферами
комплексного соединения, например:
CoBrSO4 ∙5NH3
[CoBr(NH3 ) 5 ]SO4
[CoSO4 (NH3 ) 5 ]Br
сульфат пентааммин-бромокобальт(III)
бромид пентааммин-сульфокобальт(III),
красно-фиолетовый
красный
+ Ag+ –
+ Ag+ –осаждение AgBr
+ Ва2+ –осаждение ВаSO4 
+ Ва2+ –
Из этого следует, что оба эти вещества, имеющие одинаковый
состав, в водном растворе при диссоциации образуют различные
ионы:
[СоBr(NH3 )5 ]SO4 ⇄ [СоBr(NH3 )5 ] 2 + + SO4 2–
[CоSO4 (NH3 )5 ]Br ⇄ [CоSO4 (NH3 )5 ]+ + Br–
Оптическая изомерия. Оптическая изомерия характеризуется
способностью вращать плоскость поляризации плоскополяризованного света. Два изомера отличаются друг от друга направлением вращения плоскости поляризации: один называют правым, другой – левым изомером. Правые и левые изомеры оказываются зеркальными изображениями друг друга и не могут быть совмещены
в пространстве (рис. 7.1).
Из двух геометрических изомеров диэтилендиаминбромохлороникеля(II) только цис-изомер может существовать в виде
двух оптических модификаций. Изомеры такого рода называются
энантиомерами (рис. 7.2).
113
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Комплексные соединения – неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются. У них отсутствует внешняя
сфера комплекса, например: [Zn(NH3 )2 Cl2, [Co(NH3 )3 (NO3 )3 ],
[Pt(NH3 )2 Cl2 ]. В водной среде такие молекулы гидратируются как
единое образование.
Комплексные соединения – электролиты при диссоциации в
водных растворах образуют комплексные ионы, например:
[Ag(NH3 )2 ]Cl ⇄ [Ag(NH3 )2 ]+ + Cl– ;
К[Ag(CN)2 ] ⇄ К+ + [Ag(CN)2 ] –
Рис. 7.1
Рис. 7.2
Комплексные ионы в свою очередь подвергаются вторичной
диссоциации:
[Ag(NH3 )2 ]+ ⇄ Ag+ + 2NH3
(а)
[Ag(CN)2 ]– ⇄ Ag+ + 2CN–
(б)
Однако эта диссоциация обычно протекает в незначительной
степени. Применяя закон действующих масс к обратимым процессам (а) и (б), получаем выражения констант нестойкости комплексных ионов. Числовые значения КН даны для комнатной температуры:
[ Ag + ] · [NH3 ] 2
и
[[Ag(NH3 ) 2 ] + ]
[ Ag + ] · [CN − ] 2
[[Ag(CN) 2 ] − ]
= K H [Ag (NH3)2]+ = 6,8 · 10−8
= K H[Ag (CN)2]− = 1,0 · 10 −21 .
Константа нестойкости комплексного иона характеризует
прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. В приведенных примерах комплекс [Ag(CN)2 ]– более прочен, чем комплекс [Ag(NH3 )2 ] +, так как имеет меньшее значение
КН .
114
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Соединения с малоустойчивой внутренней сферой называют
двойными солями. Обозначают их иначе, а именно – как соединения молекул, например K2 SO4 ·Al2 (SO4 )3 .
Принципиальной же разницы между двойными солями и комплексными соединениями нет. В растворе двойной соли имеется
некоторое количество комплексных ионов (например, [Al(SO4 )2 ]– ).
Двойная соль отличается от комплексной соли лишь диссоциацией
комплексного иона: у первой она практически полная, а у второй –
незначительная.
Таблица 7.1
Показатели констант нестойкости комплексных ионов
Центральный
ион
Ag+
Cd2+
Со 3+
Cu2+
Ni2+
Zn 2+
Ag+
Cd2+
Ag+
Cd2+
Нg2+
Аl3+
Fe3+
Ag+
Cu2+
Рb2+
Ag+
Cd2+
Нg2+
Fe3+
рК1
рК12
рК13
рК14
Комплексные соединения с аммиаком (NH3 )
3,32
7,23


2,51
4,47
5,77
6,56
7,3
14,0
20,1
25,7
3,99
7,33
10,06
12,03
2,68
4,79
6,40
7,47
2,18
4,43
6,74
8,70
Бромидные комплексные соединения (Вr )
4,38
7,34
8,0
8,73
2,23
3,00
2,83
2,93
Иодидные комплексные соединения (I )
8,13
15,74
14,1
14,5
2,28
3,92
5,00
6,10
12,87
23,82
27,60
29,83
Фторидные комплексные соединения (F)
7,10
11,98
15,83
18,53
6,04
10,74
13,74
15,74
Хлоридные комплексные соединения (Сl)
3,04
5,04
5,04
5,30
5,35
5,63

1,60
1,78
1,7
1,4
Цианидные комплексные соединения (CN)
19,85
20,55
19,42
5,18
9,60
13,92
17,11
18,0
34,70
38,53
41,51




рК15
рК16


30,8
11,43
8,10



35,21
8,9
8,01

8,44



14,1





20,20
16,10
20,67
16,10













44,0
Диссоциация K2 [CuCl4 ]·2Н2 О протекает по уравнению:
К2 [СuСl4 ]·2Н2 О ⇄ 2К+ + [СuСl4 ]2– + 2Н2 О
[CuCl4 ] 2– ⇄ Сu2+ + 4Сl–
115
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Образующийся комплексный ион устойчив только в концентрированных растворах, и его константа нестойкости при комнатной температуре
[Cu2+ ] · [Cl− ]4
K H[CuCl4]2− =
= 2 · 10−4 .
[ [CuCl4 ]2− ]
Сравним значение КН [CuCl4 ] 2– со значением константы нестойкости одного из комплексных ионов меди, например
КН [Cu(NH3 )4 ]2+ = 4,6·10–14 КН [СuСl4 ]2– > КН [Cu(NH3 )4 ]2+ на несколько порядков, а чем меньше константа нестойкости комплекса, тем больше его устойчивость.
Так как, диссоциация комплексного иона является процессом
обратимым, то, выводя из сферы реакции ионы, можно практически разрушить комплекс. В качестве примера рассмотрим взаимодействие HNO3 с [Ag(NH3 )2 ]Cl.
[Ag(NHs)2 ]Cl полностью диссоциирует на [Ag(NH3 )2 ]+ и Сl– .
Комплексный ион диссоциирует частично:
[Ag(NH3 )2 ]+ ⇄ Ag+ +2NH3
Азотная кислота (или ион водорода) связывает молекулы аммиака NH3 + HNO3 = NH4 NO3 или NH3 + H+ = NH4 + выводит их из
сферы реакции, в результате чего новые ионы [Ag(NH3 )2 ]+ подвергаются диссоциации (для восстановления равновесия), в растворе
увеличивается концентрация Ag+. А поскольку там имеются хлорид-ионы, то произведение концентраций свободных ионов Ag+ и
Сl– превышает ПPAgCl и AgCl выпадает в осадок. Суммарно весь
процесс можно записать так:
[Ag(NH3 )2 ]Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4 NO3
или
[Ag(NH3 )2 ] + + Cl– + 2H+ = 2AgCl + 2NH4 +.
Для характеристики устойчивости (прочности) комплексного
иона применяют величину, обратную константе нестойкости. Ее
называют константой устойчивости (КУСТ) или константой образования комплекса. Величины КН и КУСТ взаимосвязаны:
1
K уст =
.
KH
Общая константа устойчивости комплексного иона КУСТ
равна произведению констант отдельных стадий комплексообразования, т.е.
K уст = K1 · K 2 .
116
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Для иона [Ag(NH3 )2 ]+
K уст = K1 K 2 =
[[Ag(NH3 )2 ]+ ]
= 1,5 · 107 .
[Ag + ][NH3 ]2
Опыт 1. Получение комплексных соединений с комплексным катионом.
1) В пробирку с 1-2 мл раствора хлорида натрия NаСl прибавьте 2-3 капли нитрата серебра. Обратите внимание на
образование белого осадка, который растворяется в избыточном по
объему растворе аммиака (NН4 ОН) вследствие образования хлорида диаминсеребра [Аg(NН3 )2 ]Сl. Составьте уравнения образования осадка и комплексной соли. Полученный раствор сохраните
для опыта 3.
2) В пробирку с 1-2 мл раствора сульфата меди СuSО4 прибавьте по каплям раствор аммиака (NН4 ОН) до образования голубого осадка, а затем избыточный по объему раствор аммиака. Обратите внимание на растворение осадка и образование ярко синего
раствора сульфата тетраамминмеди [Сu(NН3 )4 ]SО4 . Составьте
уравнения образования осадка и комплексной соли. Полученный
раствор сохраните для опыта 3.
Опыт 2. Различие между простыми и комплексными катионами Fе 3+.
1) В пробирку с 1-2 мл раствора хлорида железа(III) FеСl3
прибавьте по каплям раствор роданида калия КСNS. Обратите
внимание на появление кроваво-красного окрашивания вследствие
образования роданида железа(III) Fе(СNS)3 . Эта реакция качественная на ионы Fе3+. Напишите ее уравнение.
2) Проделайте опыт аналогичный опыту 1, взяв вместо раствора FеС13 раствор железосинеродистого калия К3 [Fе(СNS)6 ].
Убедитесь, что раствор этой соли не содержит ионов Fе3+, так как
роданид калия КСNS в этом случае не дает кроваво-красного
окрашивания.
3) Налейте в одну пробирку немного хлорида железа FеCl3 , в
другую раствор железосинеродистого калия К3 [Fе(СNS)6 ]. В каждую пробирку прибавьте равное количество раствора сульфата
железа FеSO4 . Обратите внимание на то, что в первой пробирке
нет изменений, а во второй появился синий осадок турнбулевой
сини Fе3 [Fе(СNS)6 ]2. Напишите уравнение реакции образования
117
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
турнбулевой сини Fе3 [Fе(СNS)6 ]. Эта реакция является качественной на комплексный ион [Fe(CN)6 ]3+.
Опыт 3. Диссоциация комплексных ионов.
Налейте в две пробирки по 2 мл раствора сульфата меди(II)
СuSО4 . В одну пробирку прибавьте раствор КОН, в другую раствор сульфида аммония (NН4 )2 S. Обратите внимание на образование осадков. Составьте уравнения реакций. Раствор темного синего цвета, полученный в опыте 1, разделите на две пробирки.
В одну пробирку прибавьте раствор КОН, в другую раствор сульфида аммония (NH4 )2 S. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям,
исходя их данных о величинах произведения растворимости
Сu(ОН)2 и СuS. ПР (Сu(ОН)2 ) = 1,2·1012 ; ПР СuS = 3,2·1038 .
Напишите
уравнения
диссоциации
комплексного
иона
[Сu(NН3 )4 ]+2 и константы его нестойкости. Кнест [Сu(]NН3 )4 ] = 10-7
Задания
1. Определить степень окисления и координационное число комплексообразователя в следующих комплексных соединениях и записать их названия:
а) К[АuВr4 ]
б) [Cd(NН3 )4 ] (OH)2
в) Nа3 [Ag(S2 О3 )2 ]
г) К[Рt(NH3 )Cl5 ]
2. Определить величину и знак заряда комплексных ионов и составить формулы комплексных соединений с приведенным катионом или анионом:
а) [Fe+3 F6 ]
б) [Вi+3 I4 ]
+3
в) [Cr (NH3 )5 Cl]
г) [Pd+2 (NH3 )2 (CN)2 ]
3. Из каких солей можно получить К3 [Fе(СN)6 ]? Написать уравнение реакции.
4. Известно, что из раствора комплексной соли СоСl3 ·6NН3 нитрат серебра осаждает весь хлор, а из раствора CoCl3 ·5NH3 только
2
/3 хлора. Исходя из этого, напишите координационные формулы
обоих соединений и уравнения их диссоциации.
5. Какое основание является более сильным: Сu(ОН)2 или комплексное [Cu(NH3 )4 ](ОН)2 ? Почему?
6. Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции
между Сu(NH3 )2 и K4 [Fe(CN)6 ], протекающей с образованием
осадка Cu2 [Fe(CN)6 ].
118
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
7. Пользуясь таблицей констант нестойкости, расположите в порядке повышения устойчивости следующие ионы:
[Cd(NH3 )4 ]2+, [Cu(CN)4 ]2, [Ag(NH3 )2 ]+, [HgI4 ]2.
8. Сколько требуется (по объему) 0,1 н. раствора AgNO3 для
осаждения ионов Сl из [Сr(Н2 О)5 Сl]Сl2 , содержащегося в 25 мл
0,1 М раствора?
9. При добавлении НNО3 , KCN или металлического цинка в раствор [Ag(NH3 )2 ]Cl комплексный ион [Ag(NH3 )2 ]+ разрушается и
образуется новый комплексный ион. Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной форме и объяснить
причину их протекания.
10. Дать анализ химической связи между центральным атомом и
лигандами в комплексных ионах [Сu(NH3 )4 ]2+, [HgI4 ]2 и
[Ag(CN)2 ]. Каков характер гибридизации орбиталей центрального
атома?
Контрольные вопросы
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Можно ли провести резкую границу между двойными и комплексными солями?
3. Составьте уравнения электролитической диссоциации солей:
KA1(SO4 )2 , [Cu(NH3 )4 ]SO4 , Na3 [Co(NO2 )6 ].
4. Каков заряд железа в солях: Ks[Fe(CN)6 ], K4 [Fe(CN)6 ],
[Fe3 [Fe(CN)6 ]2 , Fe4 [Fe(CN)6 ]?
5. Что называется комплексообразователем, лигандами, внутренней и внешней сферой комплексного соединения?
6. Определите заряд и координационное число комплексообраователя в следующих комплексных соединениях: [Pt(NH3 )4 ]Cl2 ,
K2 [PtCl6 ], K2 [Co(SCN)4 ], [Co(NH3 )5 (NO2 )]Cl2 , [Zn(H2 O)6 ]Cl2 .
7. Для каких элементов периодической системы Д. И. Менделеева характерно образование комплексных соединений?
8. Координационное число некоторого двухзарядного иона Э 2
равно четырем. Напишите формулы аммиачного и цианидного
комплексов, которые может образовать этот ион.
9. Что называют константой нестойкости комплекса?
10. Напишите выражения для констант нестойкости следующих
комплексных ионов [Cd(NH3 )4 ]2+, [Co(NH3 )6 ]3+, [AgBr4 ]3,
[Cd(CN)4 ]2, [A1F6 ]3, [Hg(CN)4 ]2.
119
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №8
Щ елочные и щелочноземельные металлы
К металлам главной подгруппы I группы относятся: литий Li,
натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи. К металлам главной подгруппы II группы относятся: бериллий Be, магний Mg, кальций Ca,
стронций Sr, барий Ba, радий Ra. последние четыре элемента (Ca,
Sr, Ba, Ra) называют щелочноземельными металлами, так как их
гидроксиды Ме(ОН)2 обладают щелочными свойствами, а их оксиды MeO по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых
металлов, называющимися раньше «землями». По своим свойствам бериллий напоминает алюминий, а магний похож на литий
(проявление диагонального сходства элементов в периодической
системе). Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к
s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов щелочных
металлов один s-электрон (ns1 ); у атомов бериллия, магния и щелочноземельных металлов – два s-электрона (ns2 ). Сверху вниз в
подгруппах этих элементов радиусы атомов увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать электроны с
внешнего слоя увеличивается, поэтому восстановительная способность тоже увеличивается. Металлы рассматриваемых подгрупп в
свободном состоянии в природе не встречаются, так как они химически очень активны. Они находятся в природе только в виде соединений.
Физические свойства. Все металлы главных подгрупп I и II
групп серебристо-белого цвета, хорошо проводят тепло и электрический ток. Щелочные металлы имеют низкую температуру плавления (температуры плавления уменьшаются в подгруппе
сверху вниз от 180°С у Li до 28°С у Cs); низкую плотность
(ρLi = 0,534 г/см 3 , ρCs = 1,87 г/см 3 ). Температуры плавления и плотности металлов II группы выше, чем у щелочных металлов.
Плотность металлов сверху вниз по группе увеличивается, а
температуры плавления уменьшаются.
Щелочные и щелочноземельные металлы – это самые активные металлы и сильные восстановители. Щелочные металлы
принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении
120
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
элементов. Имея во внешнем электронном слое только по одному
электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от
ядра, атомы довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкими энергиями ионизации. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию. Восстановительная активность элементов при этом возрастает. При химических
реакциях атомы щелочных металлов, легко теряя электроны, проявляют себя как сильнейшие восстановители:
Ме – е– → Ме1+
По отношению к щелочным металлам все элементы с высокой
электроотрицательностью являются окислителями.
В химических реакциях для всех s-металлов IIА группы характерна реакция образования ионной связи с потерей двух электронов. Они довольно быстро окисляются на воздухе и могут вытеснять водород из воды при комнатной температуре.
Кальций, стронций и барий издавна называются щелочноземельными элементами. Все они типичные металлы. При их сжигании всегда получаются оксиды, которые при растворении в воде
образуют гидроксиды. Пероксиды щелочноземельных металлов
гораздо менее стойки чем пероксиды щелочных металлов.
Щелочноземельные металлы могут соединяться с водородом,
образуя гидриды; с азотом, образуя нитриды.
В отличие от солей щелочных металлов, многие из солей щелочноземельных металлов малорастворимые в воде.
Опыт 1. Взаимодействие натрия с водой.
Налить в тигель до 1/4 объема дистиллированной воды. Получить у лаборанта на фильтровальную бумажку маленький кусочек
металлического натрия и пинцетом (не касаться руками!) внести
его в тигель с водой. Какой газ выделяется? После окончания реакции в полученный раствор добавить одну каплю фенолфталеина.
Написать уравнение реакции. Какой из металлов – натрий или
калий должен реагировать с водой более энергично? Дать мотивированный ответ.
Опыт 2. Изучение свойств карбоната и гидрокарбоната
натрия.
1) Реакция среды в растворе карбоната и гидрокарбоната.
Внести в три пробирки по 6-7 капель дистиллированной воды.
В каждую из них прибавить такое же количество нейтрального
121
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
раствора лакмуса. В одну пробирку внести 1 микрошпатель кристаллов карбоната натрия, в другую – такое же количество гидрокарбоната натрия. Третью пробирку оставить для сравнения. Перемешать растворы стеклянной палочкой. Сравнить окраску лакмуса в растворах солей с его окраской в третьей пробирке. Все три
пробирки сохранить в качестве контрольных для следующего опыте. Какая среда в растворе карбоната натрия и гидрокарбоната?
Написать ионные и молекулярные уравнения реакций. Почему оттенок окраски лакмуса в растворах этих солей различен?
2) Термическое разложение гидрокарбоната натрия.
Поместить в тигель 3-4 микрошпателя порошка гидрокарбоната натрия, поставить тигель в треугольник и прокаливать содержимое пламенем горелки в течение 10-15 мин. Охладить тигель на
воздухе, внести в него 12-14 капель дистиллированной воды, перемешать все стеклянной палочкой и разделить раствор на две
пробирки. Доказать, что в растворе находится соль угольной кислоты. Для этого в одну из пробирок добавить 3-4 капли 2 н. раствора соляной кислоты и наблюдать выделение пузырьков газа.
Какой газ выделяется? В другую, пробирку к полученному раствору прибавить такое же количество нейтрального раствора лакмуса.
Сравнить окраску лакмуса в данном растворе с окраской растворов
в контрольных пробирках, оставшихся после предыдущего опыта.
По окраске лакмуса определить, какая соль находится в растворе –
карбонат натрия или гидрокарбоната.
Описать проделанную работу и наблюдаемые явления. Написать уравнения реакции разложения гидрокарбоната натрия при
нагревании.
Опыт 3. Окрашивание пламени солями щелочных металлов.
Платиновую проволочку опустить в насыщенный раствор
хлорида кальция и внести в пламя горелки. Отметить цвет пламени.
Обусловленный ничтожными примесями солей натрия желтый цвет часто маскирует фиолетовое пламя калия. В этом случае
следует рассматривать пламя через стеклянную призму с раствором синего индиго, полностью поглощающим желтые лучи.
Опыт повторить с насыщенными растворами хлоридов лития
и натрия. Перед каждым опытом проволочку следует очищать,
122
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
погружая ее в концентрированную соляную кислоту и прокаливая
в пламени горелки.
Опыт 4. Свойства металлического магния.
1) Взаимодействие магния с водой.
Кусочек ленты магния (1-2 см), хорошо очищенный от оксида
наждачной бумагой, опустите в цилиндрическую пробирку с 6-7
каплями дистиллированной воды. Пробирку закрепите в штативе
и, отметив отсутствие реакции при комнатной температуре,
нагрейте пробирку на небольшом пламени горелки. Что наблюдается?
Дайте пробирке остыть и прибавьте к полученному раствору
2-3 капли спиртового раствора фенолфталеина. Как изменилась
окраска раствора? Какие ионы получены при взаимодействии воды
с магнием? Какой газ при этом выделяется? Напишите уравнение
реакции.
2) Взаимодействие магния с разбавленными кислотами.
В две пробирки поместите порошок магния (на кончике микрошпателя) и добавьте в каждую пробирку по 3-5 капель растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной. Что происходит с магнием? Какой газ выделяется? Напишите уравнения протекающих реакций.
3) Взаимодействие магния с диоксидом углерода. Ленту
магния (3-5 см) очистите наждачной бумагой, затем, держа тигельными щипцами, зажгите в пламени горелки и опустите в химический стакан на 50 мл, наполненный заранее диоксидом углерода из аппарата Киппа. Наблюдайте горение магния в диоксиде
углерода. Какие продукты реакции получаются? Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с диоксидом углерода.
Опыт 5. Получение гидроксида магния и его растворение
в кислоте и в солях аммония.
Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в
каждую из них добавить по 4 капли раствора едкого натра. В одну
из пробирок, помешивая содержимое стеклянной палочкой, прибавить по каплям 2 н. раствор соляной кислоты до полного растворения осадка. Прибавляя кислоту, отсчитывать число добавляемых
капель. В другой пробирке таким же способом (помешивая стеклянной палочкой и считая добавляемые капли) растворить осадок
123
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
гидроксида магния в 2 н. растворе хлорида аммония. В каком случае для растворения осадка потребовалось большее количество
реактива?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций: а) получения гидроксида магния; б) растворения гидроксида магния в
кислоте; в) растворения гидроксида магния в растворе соли аммония.
Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить
растворение гидроокиси магния при добавлении хлорида аммония.
В каком реактиве растворение гидроокиси магния идет труднее: в
соляной кислоте или в растворе хлорида аммония? Почему? Растворится ли гидроокись магния при добавлении: (NH4 )2 SO4 , KCl.
Опыт 6. Некоторые малорастворимые соли магния.
1) Получение основного карбоната магния.
В пробирку к 2-3 каплям раствора соли магния добавить раствор соды до образования осадка основного карбоната магния.
Отметить выделение газа. Испытать отношение осадка основной
соли магния к 2 н. соляной кислоте.
Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции
образования основного карбоната магния, полагая, что состав основной соли магния выражается формулой (MgOH)2 CO3 . почему
не выпадает нормальный карбонат? Написать молекулярное и
ионное уравнение реакции взаимодействия основного карбоната
магния с кислотой.
2) Получение двойной соли фосфата магния-аммония.
В пробирку внести две капли раствора соли магния и такое же
количество 1 н. раствора аммиака. Растворить образующийся осадок гидроокиси магния, добавив 8 капель раствора хлорида аммония. В полученный раствор внести одну каплю раствора гидрофосфата натрия. Наблюдать образование кристаллического осадка
двойной соли MgNH4 РО4 .
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции образования этой соли, учитывая, что NH4 CI в уравнение реакции вводить не надо. Объяснить с какой целью в реакцию вводится
NH4 OH, NH4 Cl.
124
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3) Микрокристаллоскопическая реакция получения фосфата магния-аммония.
Поместить на предметное стекло 1 каплю раствора соли магния. Добавить к ней 1 каплю 1 н. раствора аммиака, насыщенного
хлоридом аммония и перемешать все стеклянной палочкой. Полученный раствор должен быть прозрачным. Внести в него палочкой
кристаллик гидрофосфата натрия Na2 HPО4 . Рассмотреть образовавшиеся кристаллы двойной соли MgNH4 PО4 6Н2 О в микроскоп.
Описать проделанную работу. Зарисовать форму полученных
кристаллов.
Опыт 7. Карбонаты щелочноземельных металлов.
Получить осадки карбонатов кальция, стронция и бария, добавив к 3-4 каплям раствора соли каждого металла несколько капель раствора соды. Испытать отношение полученных карбонатов
к 2 н. раствору соляной кислоты. Соляную кислоту добавить осторожно по каплям.
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций получения карбонатов и их растворения в кислоте.
Опыт 8. Получение оксалатов щелочноземельных металлов.
Получить осадки оксалатов кальция, стронция и бария, добавив к 3-4 каплям раствора каждого металла такое же количество
оксалата аммония (NH4 )2 С2 O4 .
Испытать действие 2 н. раствора соляной кислоты на осадки
оксалатов.
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
а) образования оксалатов щелочноземельных металлов;
б) растворения оксалатов в соляной кислоте.
Опыт 9.Окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.
Платиновую проволочку, конец которой согнут в ушко, внести в концентрированную соляную кислоту, а затем прокалить в
пламени горелки. При этом проволочка очищается от загрязнений.
Чистая проволочка не должна окрашивать пламя в какой-либо
цвет.
Очищенную платиновую проволочку опустить в насыщенный
раствор хлорида бария и снова внести в пламя горелки. Отметить
125
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
цвет пламени. Опыт повторить с насыщенными растворами хлоридов стронция и кальция. Перед каждым опытом проволочку
следует промыть концентрированной соляной кислотой и прокалить в пламени горелки.
Задания
1. Сколько литров водорода (н.у.) образуется при взаимодействии 4,6 г натрия с водой?
2. Какая масса хлорида натрия необходима для приготовления 5
л физиологического раствора (ρ = 1,01 г/см 3 )?
3. Определите молярную концентрацию физиологического раствора, если его плотность равна 1,01 г/см 3 .
4. Сколько граммов кальция вступило в реакцию с водой, если в
результате реакции получили 36 г гидроксида кальция?
5. При взаимодействии 6,0 г металла с водой выделилось 3,36 л
водорода (н.у.). Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен.
6. К осадку гидроксида магния раздельно прибавили: а) избыток
щелочи; б) раствор сульфата аммония; в) раствор сульфата натрия.
Составьте уравнения происходящих реакций.
7. При действии избытка углекислого газа на 32,9 г неизвестного соединения металла с кислородом образовалось твердое вещество «А», и выделился газ «В». Вещество «А» растворили в воде и
добавили избыток раствора нитрата бария, при этом выпало
27,58 г осадка. Газ «В» пропустили через трубку с раскаленной
медью, и масса трубки увеличилась на 6,72 г. Установите формулу
исходного соединения.
8. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить
следующие превращения:
Мg → МgSО4 → Мg(NО3 )2 → МgО → (СН3 СОО)2 Мg
9. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Na2 O → NaOH → NaCl → Na → NaBr
10. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить
следующие превращения:
NаСl → Nа → NаН → NаОН → NаНSО3
11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Са → СаO → Ca(OH)2 → CaCO3 →CaO →CaCl2
126
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
12. Какую массу гидроксида кальция следует прибавить к 162 г
5%-го раствора гидрокарбоната кальция для получения средней
соли?
13. Составьте уравнения реакций, выражающих отношение магния к кислороду воздуха, воде, кислотам, щелочам.
14. Составьте уравнения реакций горения в избытке кислорода:
лития, натрия, калия.
15. Составьте уравнения реакций гидролиза пероксида натрия.
Контрольные вопросы
1. Какие элементы относятся к щелочным металлам? Где в периодической системе находятся эти металлы?
2. Какие элементы составляют главную подгруппу II группы?
3. Какие элементы относятся к щелочноземельным металлам?
4. Какое строение имеют атомы щелочных и щелочноземельных
металлов?
5. Как изменяется восстановительная способность металлов в
главных подгруппах I и II групп сверху вниз?
6. Какие физические свойства имеют щелочные и щелочноземельные металлы?
7. Какие химические свойства характерны для щелочных и щелочноземельных металлов?
8. Какие оксиды образуют щелочные и щелочноземельные металлы и какие гидроксиды им соответствуют?
9. Природные соединения щелочных металлов. Почему они не
встречаются в природе в свободном виде?
127
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №9
Бор. Алюминий. Углерод. Кремний
Бор и алюминий – это элементы главной подгруппы третьей
группы. В практическом отношении являются наиболее важными
из элементов третьей группы. Они характеризуются наличием трех
электронов на внешней электронной оболочке атома и относятся к
р-элементам. В соединениях они проявляют степень окисления +3.
Бор – сравнительно мало распространен в природе. К главным
природным соединениям бора относятся борная кислота Н 3 ВО3 и
соли борных кислот, из которых наиболее известна бура
Na2 B4 O7 ·10H2 O.
Электронная конфигурация внешней электронной оболочки
бора 2s2 p1 . На предвнешней оболочке расположены 2 электрона –
1s2 .
Хотя бор расположен в третьей группе периодической системы, он по своим свойствам наиболее сходен не с другими элементами этой группы, а с элементом четвертой группы – кремнием. В
этом проявляется «диагональное» сходство. Так, бор, как и кремний, образует слабые кислоты, не проявляющие амфотерных
свойств, тогда как Al(OH)3 – амфотерное основание. У бора преобладают неметаллические свойства.
Природный бор состоит из двух стабильных изотопов:10 5 В и
11
5 В.
Бор мало реакционноспособное вещество. При комнатной
температуре он соединяется только с фтором, на воздухе он не
окисляется.
Алюминий – самый распространенный в земной коре металл.
Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и других минералов. Электронная конфигурация внешней электронной оболочки
3s2 p1 d0 . Одинаковое сходство внешней электронной оболочки атома бора и алюминия обусловливает сходство в свойствах этих
элементов. Для алюминия, как и для бора, характерна только степень окисления +3. Однако при переходе от бора к алюминию
сильно возрастает радиус атома (от 9 до 143 пм) и, кроме того, появляется еще один восьмиэлектронный слой, экранирующий
экран. Все это приводит к ослаблению связи внешних электронов с
128
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ядром и к уменьшению энергии ионизации атома. Поэтому у алюминия металлические свойства выражены сильнее, чем у бора.
Другая особенность алюминия по сравнению с бором заключается в существовании свободных d-подоболочек во внешней
электронной оболочке его атома. Благодаря этому координационное число алюминия в его соединениях может равняться не только
четырем, как у бора, но и шести.
Углерод и кремний – это элементы главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Относятся к p-элементам.
Отличаясь числом электронных уровней, невозбужденные атомы
их имеют на внешнем уровне по четыре электрона s2 p2 , из которых
р-электроны неспаренные. Но в возбужденном состоянии электроны внешнего слоя приобретают конфигурацию s1 p3 , т.е. все четыре
электрона оказываются неспаренными.
Углерод и кремний – это типичные неметаллы. Кроме того,
углерод и кремний отличаются от других элементов этой группы
многочисленностью и многообразием химических соединений.
Углерод в большинстве кислородных соединений (за редкими исключениями) проявляет степень окисления +4, соединения кремния со степенью окисления +4 также достаточно устойчивы.
Для элементов этой группы характерны также соединения, в
которых они проявляют степень окисления +2; прочность таких
соединений у кремния невелика. Элементы IVА-группы могут
проявлять степени окисления -4, например в летучих гидридах
ЭН4 , устойчивость которых быстро убывает с ростом порядковых
номеров элементов.
Углерод в виде алмаза представляет собой диэлектрик, тогда
как кремний – типичный полупроводник.
Углерод и кремний не реагируют с разбавленными соляной и
серной кислотами. Концентрированная азотная кислота при кипячении окисляет все простые вещества этой группы.
Оксиды (IV) углерода и кремния ЭО 2 – кислотные оксиды.
В соединениях с водородом углерод, кремний образуют цепи
атомов, связанных ковалентно.
Опыт 1. Ортоборная кислота, ее получение и свойства.
1) Получение ортоборной кислоты из тетрабората натрия
(буры). В пробирку с 5-6 каплями горячего насыщенного раствора
129
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
буры Na2 B4 O7 добавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Отметьте выпадение кристаллов ортоборной кислоты.
Напишите уравнение реакции получения Н3 ВО3 , учитывая,
что в реакции участвует вода.
2) Разложение ортоборной кислоты. Внесите в тигель немного (на кончике микрошпателя) ортоборной кислоты и нагрейте
его через асбестовую сетку на электрической плитке или горелке.
Над тиглем подержите колбу с холодной водой. Почему на холодных стенках колбы появились капли воды? Перенесите тигель тигельными щипцами на фарфоровый треугольник, положенный на
кольцо штатива, нагрейте его более сильно до прекращения выделения паров воды и образования стекловидной массы – борного
ангидрида. Напишите уравнения реакции.
Опыт 2. Взаимодействие алюминия с кислотами.
1) Взаимодействие алюминия с разбавленной и конце нтрированной соляной кислотой.
В две цилиндрические пробирки положить по маленькому кусочку алюминия и добавить в одну пробирку 5-8 капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую – столько же концентрированной
соляной кислоты (плотность 1,19 г/см 3 ). Отметить, как протекает
реакция с разбавленной и концентрированной соляной кислотой.
Какой газ выделяется?
Описать наблюдаемое явление. Написать уравнение реакции.
2) Взаимодействие алюминия с разбавленной и конце нтрированной серной кислотой.
В две цилиндрические пробирки поместить по маленькому
кусочку алюминия и добавить в одну пробирку 5-8 капель 2 н. раствора серной кислоты, в другую – столько же концентрированной
серной кислоты (плотность 1,84 г/см 3 ). Какова активность взаимодействия алюминия с серной кислотой по сравнению с соляной?
Осторожно подогреть каждую из пробирок маленьким пламенем горелки.
Отметить, какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с 2 н. серной кислотой. Установить по запаху выделение сернистого газа при взаимодействии алюминия с концентрированной
серной кислотой по холоду. Отметить выделение свободной серы
при нагревании. Написать уравнения соответствующих реакций.
130
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3) Взаимодействие алюминия с разбавленной и конце нтрированной азотной кислотой.
В две цилиндрические пробирки поместить по маленькому
кусочку алюминия. В одну пробирку добавить 5-8 капель 2 н. раствора азотной кислоты, в другую – столько же концентрированной
азотной кислоты (плотность 1,4 г/см 3 ). Наблюдается ли взаимодействие алюминия с разбавленной азотной кислотой? Как действует на алюминий концентрированная азотная кислота? Осторожно нагреть каждую пробирку маленьким пламенем горелки.
Отметить взаимодействие при нагревании в обоих случаях?
Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что
азотная кислота при нагревании в разбавленном состоянии восстанавливается в основном до окиси, а в концентрированном – до
двуокиси азота.
Опыт 3. Получение гидроксида алюминия и исследование
его свойств.
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли алюминия
и по 2-3 капли 2 н. раствора едкого натра до образования осадка
гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку
прибавить 3-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую –
столько же 2 н. раствора едкого натра. Что происходит в обоих
случаях?
Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия. Написать:
а) молекулярное и ионное уравнения реакции получения гидроксида алюминия;
б) схему равновесия диссоциации гидроксида алюминия;
в) молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия
гидроксида алюминия с соляной кислотой и едким натром.
Указать названия полученных при этом соединений алюминия. Как смещается равновесие диссоциации гидроксида алюминия при добавлении кислоты; при добавлении щелочи? Как изменяются при этом концентрации ионов Аl3+ АlО2 - (или АlО2 -)?
Опыт 4. Получение некоторых солей алюминия.
1) Получение алюмокалиевых квасцов.
На предметное стекло нанести одну каплю раствора сульфата
алюминия и добавить к нему несколько кристалликов сульфата
калия. Через некоторое время (около 1 мин) размешать каплю
131
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
стеклянной палочкой и поместить под объектив микроскопа. Рассмотреть полученные кристаллы.
Зарисовать форму кристаллов. Написать уравнение реакции
образования алюмокалиевых квасцов КАl(SO4 )2 ·12Н2 O при взаимодействии сульфата алюминия, сульфата калия и воды.
2) Получение ортофосфата алюминия.
В пробирку внести 3-4 капли раствора соли алюминия и по 2-3
капли растворов уксусной кислоты и гидрофосфата натрия. Отметить выпадение осадка ортофосфата алюминия.
Написать уравнение реакции.
3) Получение сульфида алюминия взаимодействием алюминия с серой.
Взять приблизительно 1/8 цилиндрической пробирки порошка
алюминия и 1 /4 серного цвета или растертой в порошок серы и
смешать их на кусочке фильтровальной бумаги. Приготовленную
смесь перенести на асбестированную сетку, помещенную на кольцо штатива. Пламенем горелки нагреть сетку снизу, в том месте,
где находится смесь. Во время нагревания смесь перемешивать
стеклянной палочкой. Наблюдающиеся небольшие вспышки объясняются экзотермичностью процесса соединения алюминия с серой. Когда реакция закончится, (вспышки прекратятся), горелку
отставить. Поcле охлаждения полученного сульфида алюминия
перенести его с сетки в пробирку и сохранить для опыта 6.
Написать уравнение реакции получения сульфида алюминия.
Опыт 5. Гидролиз солей алюминия
1) Гидролиз хлорида алюминия.
В коническую пробирку внести 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и 1-3 капли раствора хлорида алюминия. Отметить,
как изменилась окраска лакмуса, и объяснить причину этого изменения.
Написать в молекулярном виде уравнение соответствующей
реакции. Какая форма гидролиза имеет место в данном случае?
Почему гидролиз этой соли не протекает до конца? Как можно
уменьшить степень гидролиза этой соли?
2) Гидролиз сульфида алюминия.
В пробирку с полученным сульфидом алюминия (см. опыт 5
(1)) добавить 5-8 капель воды. Наблюдать выделение пузырьков
132
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
газа. Определить по запаху, какой газ выделяется? Какое соединение алюминия при этом получилось?
Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции
взаимодействия сульфида алюминия с водой. Объяснить, почему в
данном случае гидролиз практически протекает до конца.
3) Гидролиз хлорида алюминия в присутствии сульфида
аммония.
В коническую пробирку внести 2-3 капли раствора соли алюминия, добавить столько же раствора сульфида аммония. Отметить выпадение осадка гидроокиси алюминия и выделение сероводорода.
Написать уравнение реакции гидролиза хлорида алюминия в
присутствии сульфида аммония. Почему в данном случае гидролиз
протекает до конца? Произойдет ли в растворе та же реакция, если
вместо сульфида аммония добавить сульфид натрия?
4) Гидролиз хлорида алюминия в присутствии соды.
Внести в пробирку 2-3 капли раствора соли алюминия и
столько же раствора соды. Отметить выпадение осадка гидроокиси
алюминия и выделение газа.
Объяснить наблюдаемое явление. Написать уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионной форме. Образование каких веществ в данной реакции обусловливает течение гидролиза
до конца? Почему?
5) Гидролиз алюмината натрия.
В цилиндрическую пробирку внести 2–3 капли соли алюминия и несколько капель 2 н. раствора щелочи (до растворения образовавшегося вначале осадка гидроокиси алюминия). К полученному алюминату натрия добавить 5-6 капель воды и несколько
кристалликов хлорида аммония. Нагреть раствор до кипения.
Описать наблюдаемое. Отметить образование осадка гидроокиси алюминия и написать уравнение реакции гидролиза метаалюмината натрия. Какой из ионов хлорида аммония способствует
усилению гидролиза алюмината натрия? Почему?
Опыт 6. Получение некоторых малорастворимых солей
угольной кислоты.
В две пробирки внести по 3-4 капли раствора соды. В одну
пробирку добавить 3-4 капли соли бария, в другую – такое же
133
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
количество раствора соли серебра. Отметить выпадение осадков и
их окраску.
Описать проделанную работу и наблюдаемые явления. Написать молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.
Опыт 7. Получение карбоната и гидрокарбоната кальция.
В коническую пробирку внести немного больше 0,5 ее объема
известковой воды. Получить двуокись углерода, как указано в
опыте 8 (получение двуокиси углерода и угольной кислоты), и
пропустить ее через приготовленный раствор до выпадения осадка
карбоната кальция, а затем до его полного растворения, сопровождающегося образованием гидрокарбоната кальция. Отметить различную растворимость карбоната и гидрокарбоната кальция в воде. Как называют воду, содержащую раствор гидрокарбоната
кальция? Половину полученного раствора гидрокарбоната кальция
пипеткой перенести в цилиндрическую пробирку и осторожно
нагреть до кипения. В оставшуюся часть раствора добавить 1-2
капли 2 н. раствора едкого натра. Отметить образование осадка в
обоих случаях.
Описать проделанную работу, ответить на поставленный вопрос. Написать уравнения реакций получения карбоната и гидрокарбоната кальция, учитывая, что во второй реакции кроме двуокиси углерода принимает участие вода. Написать в молекулярном
и ионном виде уравнение реакции перехода гидрокарбоната кальция в карбонат. Написать выражение произведения растворимости
карбоната кальция.
Опыт 8. Гидролиз карбоната и гидрокарбоната калия.
В две пробирки внести по 3-4 капли нейтрального раствора
лакмуса. В одну из пробирок добавить 1-2 капли раствора карбоната калия, в другую – такое же количество раствора гидрокарбоната калия. Отметить различие в окраске лакмуса.
Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакции
гидролиза первой и второй соли. В каком случае гидролиз протекает слабее? Почему?
134
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 9. Влияние карбонатов на гидролиз солей некот орых металлов.
В одну пробирку внести 3-4 капли раствора хлорида трехвалентного железа, в другую – такое же количество раствора хлорида трехвалентного хрома. В обе пробирки добавить по 3–5 капель
раствора карбоната натрия (соды). Отметить наблюдаемые явления. Какой газ выделяется? Какое вещество выпадает в осадок в
каждой из пробирок?
Описать работу, ответить на вопросы. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза хлорида железа и хлорида хрома в присутствии соды. Почему в обоих случаях гидролиз
протекает до конца?
Опыт 10. Получение кремниевой кислоты.
В пробирку с раствором силиката натрия пропустите ток диоксида углерода. Наблюдайте образование осадка кремниевой
кислоты. Напишите уравнения реакции.
Опыт 11. Получение солей кремниевой кислоты.
1) Получение силиката натрия (растворимого стекла).
Поставить тигелек на фарфоровый треугольник, положить в
него пинцетом кусочек едкого натра величиной с горошину.
Нагреть тигель до полного расплавления щекочи. В расплавленную массу внести один микрошпатель прокаленного силикагеля и
снова нагреть массу до полного расплавления. Чтобы убедиться,
что получилась действительно соль кремниевой кислоты, провести
следующий опыт. Тигелек охладить, прибавить в него 5-8 капель
дистиллированной воды и тщательно перемешать стеклянной палочкой. Несколько капель раствора перенести с помощью пипетки
в цилиндрическую пробирку. В раствор прибавить равный объем 2
н. раствора соляной кислоты и нагреть маленьким пламенем горелки. Отметить образование геля кремниевой кислоты.
Описать работу и наблюдаемые явления. Написать уравнения
реакций получения силиката натрия и кремниевой кислоты.
2) Получение малорастворимых солей кремниевой кислоты.
В 4 пробирки внести по 3-5 капель растворов следующих солей: в первую – хлорида кальция, во вторую – нитрата кобальта, в
135
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
третью – нитрата свинца, в четвертую – сульфата меди. Добавить в
каждую из пробирок по 2-3 капли раствора силиката натрия.
Отметить цвета осадков.
Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 12. Гидролиз силиката натрия.
В пробирку внести 3-5 капель раствора силиката натрия и одну каплю фенолфталеина. Отметить изменение его окраски.
На избыток какого иона указывает это изменение? Написать в молекулярной и ионной форме уравнение гидролиза силиката натрия.
Как уменьшить степень гидролиза этой соли?
Задания
1. Закончить уравнения реакций:
а) Na2 B4 O7 + H2 O →
б) H3 BO3 + NaOH →
в) B + H2 O (пар, при температуре каления) →
г) B + HNO3 (разб.) →
2. Написать электролиз водных растворов солей: BCl3 , Аl2 (SO4 )3 .
3. Закончить уравнения реакций ОВР:
а) B + H2 SO4 (конц.) →
б) B + HNO3 (конц.) →
в) B + HCl →
г) B + HNO3 (разб.) →
4. Чем объяснить различное действие избытка гидроксида аммония и гидроксида натрия на раствор cульфата алюминия(III)?
Написать уравнения реакций.
5. Закончить уравнения реакций:
а) Al + K2 Cr2 O7 + H2 SO4 →
б) Al + KMnO4 + H2 SO4 →
в) Al + NaOH + H2 O →
6. При нагревании угля с концентрированной серной кислотой
выделяется оксид углерода(IV) и оксид серы(IV). Напишите уравнение реакции.
7. Какой объем оксида углерода(IV) при нормальных условиях
потребуется для получения гидрокарбоната кальция из 7,4 г гидроксида кальция?
8. Составьте уравнения реакций:
а) С + О2 (изб.) →
136
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
б) С + О2 (недост.) →
в) С + S →
г) С + FeO →
д) KHCO3 + KOH →
9. Как осуществить следующие превращения:
СО2 → Ca(HCO3 )2 → CaCO3 → CaCl2 → CaOH2 →CaCO3 ?
Напишите уравнения происходящих реакций.
10. При нагревании 20 г гидрокарбоната натрия выделилось
2,24 л оксида углерода(IV) при нормальных условиях. Какая массовая доля (%) гидрокарбоната разложилась?
11. Составьте уравнения реакций:
а) С + Н2 →
б) СО2 + СаО →
в) СО2 + LiOH →
г) СО2 + Н2 О →
д) К2 СО3 + СО2 + Н2 О →
12. Какие вещества образуются при взаимодействии 72 г магния
с избытком оксида углерода (IV)? Вычислите их массы.
13. 96 г смеси карбоната и гидрокарбоната натрия прокалили до
постоянной массы, равной 69 г. Какова масса компонентов в исходной смеси?
14. Каким образом из оксида кремния (IV) получить растворимое в воде соединение кремния? Напишите уравнение реакции.
15. Каков характер среды водного раствора силиката калия?
Подтвердите ответ молекулярным и ионным уравнениями реакции, происходящей в этом растворе.
16. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
SiO2 → Si → Mg2 Si → SiH4 → SiO2 → Na2 SiO3 → H2 SiO3
17. В трех пробирках имеются растворы силиката натрия, карбоната натрия и сульфида калия. С помощью какого одного реактива
можно определить каждый из указанных растворов? Приведите
уравнения соответствующих реакций.
18. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
SiCl4 → Si → K2 SiO3 → H2 SiO3 → SiO2 → стекло
19. Так называемое нормальное стекло содержит 13% оксида
натрия, 11,7% оксида кальция и 75,3% оксида кремния(IV). Выразите состав стекла формулой (в виде соединения оксидов).
137
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
20. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Si → SiO2 → CaSiO3 → H2 SiO3 → SiO2 → SiC
Контрольные вопросы
1. Дайте общую характеристику элементов главной подгруппы
третьей группы.
2. Какие природные соединения алюминия вы знаете?
3. Каким способом получают алюминий? Напишите уравнение
реакции.
4. Дайте характеристику свойств алюминия, бора, углерода,
кремния.
5. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с
простыми веществами: хлором, бромом, серой, азотом, углеродом.
6. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия алюминия со сложными веществами: водой, оксидами,
разбавленными кислотами HCl, H2 SO4 , HNO3 ; с концентрированной H2 SO4 (t°); с гидроксидом натрия.
7. Написать структурные формулы мета- и тетраборной кислот.
Составить уравнения реакций их получения.
8. Составить уравнения реакций получения B 2 H6 и B4 H10 .
9. Какие элементы составляют подгруппу углерода?
10. Какие степени окисления характерны для кремния?
11. Какие вы знаете соединения кремния с галогенами, водородом, кислородом, азотом, металлами? Как они могут быть получены?
12. Охарактеризуйте важнейшие химические свойства углерода.
13. Каковы физические и химические свойства оксидов углерода?
14. С какими сложными веществами взаимодействует кремний?
138
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №10
Азот. Фосфор. Сера
Азот и фосфор – типичные р-элементы, входят в VА-группу
периодической системы. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по пять электронов s2 p3 . На s-подуровне электроны
спарены, а на р-подуровне все три электрона непарные. Поэтому
их характерная валентность равна трем.
Главный элемент данной подгруппы – азот – типичный неметалл. Он имеет значительно меньший радиус атома и большую
электроотрицательность, чем другие элементы подгруппы. Сверху
вниз в подгруппе от азота к висмуту неметаллические свойства
уменьшаются, а металлические – увеличиваются.
Для азота характерны следующие степени окисления: +1, +2,
+3, +4, +5, 0, -1, -3, -5;
В воздухе содержится около 78% азота по объему. Азот входит в состав органических и неорганических соединений: аминокислот, белков, нитратов и др.
В лаборатории азот получают разложением нитрата аммония
NH4 NO2 при нагревании NH4 NO2 = N2 +2H2 O. В промышленности
азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в
жидкое состояние, и при температуре -196° С азот испаряется.
Азот – бесцветный газ, лишенный запаха и вкуса, 1 л его имеет массу 1,25 г, т.е. азот немного легче воздуха. В 100 объемах воды при 20° С растворяется 1,54 объема азота (кислорода 3,1 объема). Кипит жидкий азот при 195,8°С, затвердевает в снегообразную массу при –210°С. Природный азот состоит из двух изотопов:
14
15
7 N и 7 N.
При обычных условиях азот – малоактивное вещество.
Это объясняется тем, что связь между атомами в молекуле азота
очень прочная, так как она образована тремя парами электронов.
Поэтому азот вступает в реакции только при высоких температурах. Но при повышении температуры активность его растет, он
взаимодействует с некоторыми металлами – магнием, кальцием,
титаном, образуя нитриды; при очень высоких температурах непосредственно соединяется с водородом и кислородом.
Азот является исходным сырьем для получения аммиака,
азотной кислоты и азотных удобрений.
139
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Фосфор – типичный неметалл. Характерные степени окисления:
–3 (фосфин PH3 , фосфиды металлов: Na3 P, Ca3 P 2 , AlP и др.);
0 (простое вещество фосфор P);
+3 (оксид фосфора (III) P 2 O3 , фосфористая кислота H3 PO3 её
соли – фосфиты; галогениды и сульфиды фосфора (III));
+5 (оксид фосфора (V) P 2 O5 , фосфорная кислота H3 PO4 и её
соли – фосфаты, галогениды и сульфиды фосфора (V)).
Наиболее устойчива для фосфора степень окисления +5.
Основное природное соединение фосфора – фосфат кальция
Ca3 (PO4 )2 . Как минерал он носит название фосфорит и образует
крупные месторождения.
Простое вещество фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций. Все они представляют собой
твердые вещества кристаллического или аморфного строения.
Наиболее известными и устойчивыми модификациями фосфора
являются белый, красный и черный фосфор.
Наиболее химически активным является белый фосфор. Фосфор непосредственно соединяется со многими простыми и сложными веществами. В химических реакциях фосфор, как и азот,
может быть и окислителем, и восстановителем.
Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами с образованием фосфидов.
Фосфор с водородом практически не соединяется.
Как восстановитель фосфор взаимодействует с кислородом,
галогенами, серой (т. е. с более электроотрицательными неметаллами). При этом в зависимости от условий проведения реакций
могут образовываться как соединения фосфора(III), так и соединения фосфора(V).
Роль восстановителя фосфор играет и в реакциях с кислотами
окислителями: с разбавленной и концентрированной азотными
кислотами, с концентрированной серной кислотой. С другими
кислотами фосфор не взаимодействует. При нагревании с водными
растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию (самоокисления-самовосстановления).
Сера – это элемент, находящийся в главной подгруппе VI
группы. Атомы элементов VIА-группы содержат по шесть электронов на внешнем уровне: два на s-орбитали и четыре на рорбиталях: s2 р4 . Из них два электрона в р-состоянии не спарены.
140
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Электроны внешнего уровня атома серы имеют d-подуровень, при
поступлении энергии извне происходит переход р- и s-электронов
в d-состояние. Поэтому сера может проявлять валентность не
только 2, но и 4 и 6.
Сера – типичный активный неметалл. Сера в соединениях с
электроположительными элементами, а также в соединениях с водородом проявляет степень окисления –2. В соединениях с кислородом и другими неметаллами сера может иметь степень окисления +4 или +6.
В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в
виде соединений.
Сера реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных
свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами –
восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами, имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является
по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам-окислителям).
Взаимодействие со сложными веществами. В воде сера не
растворяется и даже не смачивается. Сера не растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. Как восстановитель сера
взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3 конц., HNO3
разб., H2 SO4 конц.) при нагревании. Азотная кислота окисляет (при
нагревании) серу до серной кислоты. Проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании.
Опыт 1. Восстановительные свойства аммиака.
В пробирку внесите 3-4 капли раствора перманганата калия и
3-5 капель раствора аммиака (с массовой долей NH3 25%). Смесь
слегка подогрейте. Что произошло с окраской раствора?
Напишите уравнение соответствующей реакции, учитывая,
что аммиак окисляется до свободного азота, а осадок представляет
собой диоксид марганца MnO2 .
141
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 2. Реакция обнаружения иона аммония в растворе.
Очень чувствительным реактивом на ион NH4+ является реактив Несслера. Он представляет собой щелочной раствор комплексного соединения ртути K2 [HgI4 ] и образует с ионом аммония
краснобурый осадок состава NHg2 I H2 O.
В пробирку внесите 4–5 капель реактива Несслера и одну
каплю раствора соли аммония. Наблюдайте образование краснобурого осадка.
Опыт 3. Окислительные свойства азотной кислоты.
1) Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с медью
и оловом. (Опыт проводить под тягой). В две пробирки внести по
3-4 капли разбавленной азотной кислоты (плотность 1,12 г/ см 3 ).
В одну из пробирок опустите кусочек медной стружки, в другую –
кусочек олова. В обоих случаях реакция идет с образованием
главным образом бесцветного газа NO и нитратов олова (II) и меди
(II).
Напишите уравнения реакции взаимодействия разбавленной
азотной кислоты с оловом и медью.
2) Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с
медью и оловом.
В две пробирки поместите по маленькому кусочку меди и
олова. Прибавьте к ним по 3-5 капель концентрированной азотной
кислоты. Осторожно подогрейте обе пробирки.
Отметьте свои наблюдения и напишите уравнения соответствующих реакций, считая, что при нагревании в обоих случаях
азотная кислота восстанавливается до NO2 .
Опыт 4. Получение малорастворимых солей ортофосфорной кислоты.
1) Получение гидрофосфата бария.
Внести в пробирку по 4-5 капель раствора хлорида бария и
гидрофосфата натрия. Отметить цвет выпавшего осадка. Написать
уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
2) Получение фосфатов железа и алюминия.
В две пробирки внести по 3-4 капли растворов: в первую –
хлорида трехвалентного железа, во вторую – сульфата алюминия.
Добавить в каждую из пробирок по 2-3 капли растворов фосфата
натрия. Отметить цвета выпавших осадков.
142
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, учитывая, что получаются средние соли.
Опыт 5. Гидролиз ортофосфатов натрия.
В три пробирки внести по 5-6 капель раствора нейтрального
лакмуса. Одну пробирку оставить как контрольную, во вторую
добавить 3-4 кристалла фосфата натрия, в третью – столько же дигидрофосфата натрия. Содержимое второй и третьей пробирок
тщательно размешайте до полного растворения солей. Отметить
изменение окраски лакмуса по сравнению с контрольной пробиркой. На увеличение концентрации каких ионов указывает изменение окраски лакмуса. При растворении фосфата натрия и дигидрофосфата натрия?
Написать уравнение гидролиза фосфата натрия по первой
ступени в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Взаимодействие серной кислоты с металлами.
1) Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами.
В три пробирки внести по 5-8 капель 2н. раствора серной кислоты и по 2-3 кусочка металлов: в первую – цинка, во вторую –
железа, в третью – меди. Если реакция идет медленно, слегка подогреть пробирки небольшим пламенем горелки.
Объяснить, почему реакция идет не во всех пробирках. Написать уравнения протекающих реакций. Какой элемент в этих реакциях является окислителем.
2) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с
медью.
В тигелек поместить 1-2 кусочка медной стружки и прилить
5-10 капель концентрированной серной кислоты (плотность
1,84 г/см 3 ). Тигель нагреть на асбестированной сетке не большим
пламенем горелки. Влажную синюю лакмусовую бумажку поднести к выделяющемуся газу. Отметить изменение окраски лакмусовой бумажки. По закону и по изменению окраски лакмусовой бумажки определить, какой газ выделяется.
Содержимое тигля охладить и растворить, прибавив в тигель
8-10 капель дистиллированной воды. Перенести пипеткой некоторое количество фильтрата в чистую пробирку. Отметить окраску
фильтрата в чистую пробирку. Для какого иона характерна эта
143
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
окраска? Описать наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции и указать, какой элемент в молекуле серной кислоты является окислителем.
3) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с
цинком.
В тигелек поместить немного цинковой пыли и налить 5-10
капель концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см 3 ).
Тигель нагреть небольшим пламенем горелки. К выделяющему
газу поднести фильтрованную бумагу, пропитанную раствором
уксуснокислого или азотнокислого свинца. Объяснить появление
темного пятна на этой бумаге. Описать наблюдаемые явления.
Написать уравнение реакций взаимодействия концентрированной
серной кислоты с цинком с образованием: а) сернокислого газа;
б) серы; в) сероводорода.
Опыт 7. Получение малорастворимых солей серной кислоты.
На три стеклышка добавить по 1 капле 2 н. раствора серной
кислоты и по 1 капле раствора: на первое стекло – соли бария, на
второе – соли свинца, на третье – соли стронция. Отметить цвет
образовавшихся осадков (рассмотреть на черном фоне).
Написать в молекулярной и ионной форме уравнения соответствующих реакций.
Опыт 8. Взаимодействие тиосульфата натрия с серной
кислотой.
Внести в пробирку 5-6 капель раствора тиосульфата натрия
Na2 S2 O3 и 3-4 капли 2 н. серной кислоты.
Записать, какой осадок выпал, какой газ выделился. Привести
структурную формулу тиосульфата натрия. Написать уравнение
реакции взаимодействия серной кислоты с тиосульфатом натрия.
Указать окислитель и восстановитель.
Опыт 9. Взаимодействие тиосульфата натрия с галогенами.
1) Окисление тиосульфата натрия хлором.
К раствору тиосульфата натрия (5-6 капель) прибавлять по
каплям хлорную воду до появления осадка свободной серы.
Написать уравнение реакции окисления тиосульфата натрия
хлором с участием воды.
144
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2) Окисление тиосульфата натрия йодом.
В пробирку с йодной водой (5-6 капель) прибавлять по каплям
раствор тиосульфата натрия до обесцвечивания йодной воды:
2Na2 S2 O3 + I2  Na2 S4 O6 + 2NaI
В результате получается бесцветный раствор тетратионовокислого натрия. При этом два иона S2 O3 2- переходят в ион S4 O6 2-.
Задания
1. В каких объемных отношениях реагируют друг с другом аммиак и хлороводород?
2. Составьте уравнения реакций взаимодействия аммиака с серной кислотой. Назовите их.
3. Вычислите объемы (при нормальных условиях) азота и водорода, необходимые для получения 17 т аммиака.
4. Какой объем аммиака надо пропустить через 10 л 2 М раствора
серной кислоты, чтобы получить: а) гидросульфат аммония;
б) сульфат аммония?
5. На реакцию с 50 мл раствора сульфата аммония израсходовано
30 мл 2 М раствора хлорида бария. Вычислить молярность раствора сульфата аммония. Сколько граммов сульфата аммония содержалось в 1 л раствора?
6. Напишите уравнения реакций разложения следующих аммонийных солей: NH4 NO2 , NH4 NO3 , (NH4 )2 CO3 , (NH4 )2 SO4 , NH4 Cl.
7. Запишите уравнения практически осуществимых реакций:
а) NH4 Cl + AgNO3 →
б) AgCl + NH4 NO3 →
в) (NH4 )2 SO4 + NaOH →
г) NH3 + HNO3 →
8. Какую массу фосфорита, содержащего 70% Са 3 (РО4 ), нужно
взять, чтобы получить из него 500 кг фосфора, если потери фосфора в производстве равны 5%?
9. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
P → Ca3 P 2 → PH3 → P 2 O5 → HPO3 → H3 PO4 → суперфосфат.
10. Какова массовая доля фосфорной кислоты в растворе, полученном при растворении в 200 см 3 воды продукта полного окисления 24,8 г фосфора?
11. Методом электронного баланса составьте уравнения следующих реакций:
145
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
а) P + CuSO4 +H2 O → H2 SO4 + Cu + H3 PO4
б) H3 PO3 + KMnO4 + H2 SO4 → H3 PO4 + MnSO4 + K2 SO4 + H2 O
в) P + H2 O → H3 PO4 + H2
12. Какая масса оксида фосфора(V) образуется при полном сгорании фосфина, полученного из фосфида кальция Са 3 Р 2 массой
18,2 г?
13. Вычислите массовую долю сероводородной кислоты в растворе, полученном при растворении 44,8 л (нормальные условия)
сероводорода в 20 л воды.
14. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для полной
нейтрализации 20 г 5%-го раствора сернистой кислоты?
15. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:
K2 Cr2 O7 + SO2 + H2 SO4 → K2 SO4 + Cr2 (SO4 )3 + H2 O
KMnO4 + SO2 + H2 O → K2 SO4 + MnSO4 + H2 SO4
16. Какую массу сульфита натрия нужно взять для получения
5,6 л SO2 (при нормальных условиях)?
17. К раствору 49 г серной кислоты добавили 45 г гидроксида
натрия. Какая соль образуется и какова ее масса в полученном растворе?
18. Как действует разбавленная и концентрированная серная
кислота на магний, алюминий? Напишите уравнения реакций.
19. Закончите уравнения следующих реакций:
а) H2 SO4 конц. + Ag →
б) H2 SO4 разб. + Mg →
в) СаСО3 + SO3 →
г) H2 SO4 разб. + Al →
д) SO3 + Ba(OH)2 →
е) SO3 + CaO →
ж) H2 SO4 + Ba(NO3 )2 →
з) H2 SO4 + Na2 S →
20. Сколько 20%-й серной кислоты можно получить из 50 кг
10%-го олеума?
Контрольные вопросы
1. Какие элементы составляют главную подгруппу пятой группы?
2. Каковы закономерности изменения свойств элементов в подгруппе азота сверху вниз?
146
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3. Какова структура внешнего электронного слоя атомов элементов подгруппы азота? Какие валентности и степени окисления
характерны для них в соединениях?
4. Почему атом азота никогда не проявляет валентность, равную
V.
5. Дайте характеристику элемента азота в соответствии с положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.
6. Охарактеризуйте: а) характерные валентности, б) характерные
степени окисления азота. Приведите примеры соединений с различными степенями окисления азота.
7. Как получают азот: а) в лаборатории, б) в промышленности?
8. Каковы физические свойства азота?
9. Каковы химические свойства азота? В каких реакциях азот
проявляет свойства окислителя, в каких – восстановителя?
10. Какие степени окисления характерны для фосфора? Какая
степень окисления наиболее устойчива?
11. Назовите важнейшие природные соединения фосфора. Как из
этих соединений получают фосфор?
12. Каковы важнейшие аллотропные модификации фосфора?
В чем их отличие друг от друга?
13. При взаимодействии с какими веществами фосфор выступает
в роли окислителя, восстановителя и окислителя, и восстановителя?
14. Какие кислородные соединения фосфора являются наиболее
известными и устойчивыми?
15. Чем отличается фосфорная кислота от таких кислот, как азотная и серная?
16. Назовите важнейшие фосфорные удобрения. Какими способами их получают?
17. Охарактеризуйте положение серы в периодической системе
химических элементов Д. И. Менделеева.
147
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №11
Галогены
Галогены (солероды) – фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I и астат
At расположены в главной подгруппе VII группы периодической
системы элементов Д. И. Менделеева. Все галогены, кроме астата,
встречаются в природе. Астат получают искусственным путем и
поэтому он мало изучен. Молекулы простых веществ-галогенов
при обычных условиях имеют состав Г 2 , т.е. F2 , Cl2 , Br2 , I2 . Все галогены имеют характерный запах, ядовиты. Сверху вниз в подгруппе с ростом порядкового номера закономерно изменяются физические свойства простых веществ-галогенов: температура кипения и плавления, агрегатное состояние.
Фтор – газ светло-зеленого цвета; хлор – легко сжижающийся
газ желто-зеленого цвета; бром – тяжелая жидкость красно-бурого
цвета; йод – твердое кристаллическое вещество с металлическим
блеском. Растворимость простых веществ-галогенов в воде в подгруппе сверху вниз уменьшается. Фтор активно взаимодействует с
водой, хлор сравнительно мало растворим в воде, еще менее растворимы в воде бром и йод.
Галогены относятся к р-элементам, так как в их атомах электронами заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.
Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется
один неспаренный электрон, для них характерна валентность I.
Кроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, а поэтому соответственно числу неспаренных электронов атомы галогенов в соединениях могут проявлять валентности III, V и VII.
Галогены являются типичными неметаллами. Среди элементов каждого периода атомы галогенов имеют максимальное сродство к электрону и наибольшее значение электроотрицательности.
Поэтому при протекании химических реакций они легко присоединяют один недостающий до октета электрон и проявляют окислительные свойства. В образующихся галогенид-ионах проявляется характерная для галогенов степень окисления, равная –1. Такую
степень окисления атомы галогенов проявляют в соединениях с
водородом и металлами:
+1–1
HF
+1 -1
NaF
+2 -1
CaBr2
148
+1 -1
HBr
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Окислительная способность атомов и молекул галогенов
сверху вниз в подгруппе уменьшается от фтора к йоду
(F2 0 → Cl2 0 → Br2 0 → I2 0 ), так как с увеличением радиуса атома
способность галогена присоединять электроны уменьшается, т.е.
уменьшаются неметаллические свойства галогенов. Фтор – самый
сильный окислитель, так как атом фтора имеет наименьший радиус по сравнению с атомами других галогенов.
Ионы галогенов (кроме F-) способность отдавать электроны,
поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается от хлорид-иона к йодидиону: Cl- → Br- → I-. Все галогены легко взаимодействуют с водородом по уравнению: Г2 + Н2 = 2НГ.
Галогеноводороды (HF – фтороводород, HCl – хлороводород,
HBr – бромоводород, HI – йодоводород) – это газообразные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF – фтороводородная, HCl – хлороводородная (соляная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная кислота.
В ряду кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление
кислотных свойств. Это можно объяснить тем, что сверху вниз в
подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Поэтому связь (H-Г) между неметаллом,
который образует кислоту, и водородом ослабляется. Под действием диполей воды от молекулы HI легче воды отщепляется ион водорода. Из всех бескислородных кислот йодоводородная кислота
является самой сильной.
Известен ряд соединений галогенов с кислородом. Однако все
эти соединения неустойчивы, не получаются при непосредственном взаимодействии элементов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Из кислородсодержащих соединений наиболее устойчивы соли кислородсодержащих кислот.
Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора,
проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5 и +7.
В ряду кислородсодержащих кислот HClO→HClO2 →
HClO3 → HClO4 наблюдается усиление кислотных свойств.
Опыт 1. Действие йода на крахмал (реактив на свободный
йод).
В пробирку внести 5-6 капель свежеприготовленного крах149
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
мального клейстера и добавить 1-2 капли йодной воды. Отметить
изменение окраски раствора. Окрашивается ли крахмал хлорной и
бромной водой?
Опыт 2. Растворимость брома и йода в органических растворителях.
В одну пробирку внести 5 капель бромной воды, во вторую –
столько же йодной воды. Добавить в каждую пробирку 2-3 капли
какого-либо органического растворителя. Перемешать стеклянной
палочкой. Отметить окраску отстоявшихся слоев в пробирках.
Опыт 3. Сравнительная характеристика окислительных
свойств свободных галогенов.
В одну пробирку внести 3-5 капель раствора бромида натрия,
в две другие по 3-5 капель раствора иодида калия. Во все три пробирки добавить по 2-3 капли органического растворителя. В пробирки с раствором бромида и иодида внести по 3-4 капли хлорной
воды, в последнюю пробирку с раствором иодида – столько же
бромной воды. Содержимое пробирок перемешать стеклянной палочкой и по окраске полученного слоя органического растворителя установить, какой галоген выделяется в свободном виде в каждой из пробирок. Написать уравнения реакций в молекулярной и
ионной формах. В каждом случае указать окислитель и восстановитель, расположить галогены в ряд по убыванию их окислительной активности. Объяснить последовательность расположения галогенов в этом ряду. Могут ли свободные галогены являться восстановителями? Ответ обосновать.
Опыт 4. Сравнительная характеристика восстановительных свойств отрицательных ионов галогенов.
1) Восстановление серной кислоты.
В одну пробирку положить кристаллик бромида натрия, в
другую – иодида калия и добавить к ним по 2-3 капли серной кислоты (плотность 1,84 г/см 3 ). Наблюдать выделение дыма в обоих
пробирках в первый момент (влажные HBr и HI). Отметить окраску выделяющихся паров брома и иода и появление запаха сернистого газа в первой пробирке и сероводорода во второй. Написать
уравнения реакций получения бромистого и йодистого водорода и
последующего окисления их серной кислотой. Составить схемы
перехода электронов. Бромистый водород восстанавливает серную
кислоту до сернистого газа, йодистый водород – до сернистого
150
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
газа, серы и до сероводорода. Чем объяснить различную восстановительную способность галогеноводородов?
2) Восстановление хлорида трехвалентного железа
В одну пробирку внести 3-4 капли раствора иодида калия, во
вторую – такой же объем раствора бромида натрия. В обе пробирки добавить по 1-2 капли хлорида железа. Отметить результат
каждого опыта. В каком случае произошло восстановление железа? Написать уравнение протекающей реакции. Чем объяснить
различную восстановительную способность отрицательных ионов
галогенов? Привести электронные структуры отрицательных
ионов галогенов, расположив их в порядке восстановительной активности. Могут ли отрицательные ионы галогенов проявлять
окислительные свойства? Почему?
Опыт 5. Реакция на ионы галогенов.
Внести в три пробирки по 3-4 капли растворов следующих солей: в первую – хлорида натрия, во вторую – бромида натрия, в
третью – иодида калия. В каждую пробирку добавить по 1-2 капли
раствора нитрата серебра до выпадения характерных творожистых
осадков серебрa галогеноводородных кислот. Отметить цвета
осадков галогенидов серебра и написать молекулярные и ионные
уравнения соответствующих реакций.
Задания
1. Напишите уравнения реакций между водородом и галогенами:
а) фтором, б) хлором, в) бромом.
2. Какова масса 1 л фтора, 1 л хлора (нормальные условия)?
3. Напишите уравнения реакций между натрием и фтором, кальцием и хлором, барием и бромом, алюминием и йодом. Назовите
полученные соли.
4. Закончите уравнения реакций:
F2 +KCl →
F2 + NaBr →
Cl2 + KI →
Br2 + KI →
5. Как получить хлор, если имеются: а) оксид свинца(IV) PbO2 и
соляная кислота HCl; б) Оксид марганца(IV), хлорид калия и серная кислота?
6. Смешали 1 л хлора и 2 л водорода (нормальные условия).
Сколько граммов хлороводорода можно получить из такой смеси?
151
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Чему будет равен объем смеси после реакции?
7. Какой объем хлора может быть получен при взаимодействии
2 моль хлороводорода и 3 моль оксида марганца(IV)?
8. Какой объем хлороводорода может быть получен при взаимодействии с водородом 20 л хлора?
9. Применяемая в медицине йодная настойка является 5%-м
раствором кристаллического йода в спирте. Какой объем спирта,
плотность которого равна 0,8 г/мл, требуется для приготовления
250 г такого раствора?
10. Хлор, полученный взаимодействием 83 мл раствора соляной
кислоты с массовой долей 37% (ρ = 1,18 г/мл) с перманганатом
калия, пропустили через раствор бромида калия с массовой долей
40% (ρ = 1,2 г/мл). Определите объем вступившего в реакцию
бромида калия.
11. Смесь газов объемом 1 л (нормальные условия) состоящую
из хлора, водорода и хлористого водорода, пропустили через раствор йодистого калия, при этом выделилось 2,54 г йода, а оставшийся объем газа составил 500 мл (нормальные условия). Определите процентный состав исходной смеси газов.
12. Твердый хлорид натрия массой 5,85 г взаимодействует с
концентрированной серной кислотой. Выделившийся газ пропущен через 200 мл раствора нитрата серебра с массовой долей 10%
(ρ = 1,1 г/мл). Сколько нитрата серебра осталось в растворе после
окончания реакции?
13. Сколько граммов бромной воды потребуется для окисления
200 мл раствора сероводорода с массовой долей 20% (ρ = 1,2 г/мл),
если известно, что в 100 г воды при 20ºС растворяется 3,6 г брома.
14. К раствору сульфита натрия массой 100 г прибавили раствор
йода, содержащий 0,05 моль йода в 1 л раствора. Смесь обесцветилась, когда было прибавлено 100 мл раствора йода. Определить
массовую долю раствора сульфита натрия.
15. К 416 г раствора хлорида бария с массовой долей 10% прилит избыток раствора соды с массовой долей 14%. Осадок отфильтровали. К фильтрату прибавили 438 г раствора соляной кислоты,
с массовой долей 5%, при этом выделение газа прекратилось. Вычислите массу прибавленного раствора соды.
16. К раствору 3,88 г смеси бромида калия и йодида натрия добавили 78 мл нитрата серебра с массовой долей 10%
(ρ = 1,09 г/мл). Выпавший осадок отфильтровали. Фильтрат
152
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
обработали 13,3 мл соляной кислоты с концентрацией 1,5 моль/л.
Вычислите массовые доли солей в исходной смеси и объем хлороводорода (при нормальных условиях) необходимый для приготовления израсходованного количества соляной кислоты.
17. К раствору галогенида натрия добавили 10 мл раствора нитрата серебра с концентрацией 0,1 моль/л. Образовалось 0,235 г
осадка. Какой галогенид-ион был в исходном растворе?
18. Сколько миллилитров раствора с массовой долей соляной
кислоты 36% (ρ = 1,2 г/мл) необходимо для взаимодействия с
0,1 моля перманганата калия? Какой объем хлора (нормальные
условия) выделится при этом?
19. Хлор, полученный при действии соляной кислоты на 24,5 г
бертолетовой соли (KClO3 ), пропущен через 200 мл горячего раствора гидроксида натрия с массовой долей 12% (ρ = 1,1 г/мл). Какие соли и в каком количестве образуются при этом?
20. При взаимодействии 10 г хлорида железа с избытком нитрата
серебра образовалось 26,5 г хлорида серебра. Найдите степень
окисления железа в хлориде железа.
Контрольные вопросы
1. Назовите элементы-галогены и укажите их положение в периодической системе Д. И. Менделеева.
2. Охарактеризуйте физические свойства простых веществ галогенов.
3. Какие валентности и степени окисления характерны для атомов галогенов в различных соединениях?
4. Как изменяются радиусы атомов, сродство к электрону и
электроотрицательность галогенов в подгруппе?
5. Какой из галогенов является самым активным и какой –
наименее активным окислителем?
6. Какие свойства – окислительные или восстановительные –
проявляют галогенид-ионы?
7. Назовите все галогеноводороды и охарактеризуйте их физические свойства.
8. Какими свойствами обладают водные растворы галогеноводородов?
9. Приведите примеры солей, образованных кислородсодержащими кислотами хлора. Назовите эти соли.
153
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Лабораторная работа №12
Металлы побочных подгрупп
Все элементы побочных подгрупп периодической системы
элементов Д. И. Менделеева относятся к электронному семейству
d-элементов и являются металлами. Находясь только в больших
периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют «вставные декады»
(по 10 элементов) между s- и р-элементами, поэтому имеют общее
название – переходные элементы. Кроме этих 30 d-элементов,
имеющих стабильные изотопы, искусственно синтезированы несколько радиоактивных d-элементов, занимающих свои места в
незавершенном VII периоде.
В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на
d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае
проскока ē) электрона на s-подуровне внешнего электронного
слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах d-элементов представлена на рисунке 12.1.
Рис. 12.1. Свойства переходных металлов четвертого периода
Сравнение d-металлов с щелочными и щелочноземельными
металлами.
154
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
В каждом большом периоде d-элементы располагаются после
двух s-элементов, которые являются щелочными и щелочноземельными металлами:
Щелочные металлы
Щелочно-земельные металлы
d-металлы
Радиусы атомов уменьшаются
Заряды ядер атомов увеличиваются
Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы.
В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов,
большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными
в атомах d-элементов являются не только s-электроны внешнего
слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.
Для d-металлов III–VII групп высшая валентность и высшая
степень окисления равны номеру группы, т. е. суммарному числу ē
на (n-1)d и ns-подуровнях; например у d-элементов четвертого периода:
№ группы
Элемент
Электронная конфигурация
Высшая валентность
Высшая степень окисления
III
Sc
3d14s2
III
+3
IV
Ti
3d24s 2
IV
+4
V
V
3d34s2
V
+5
VI
Cr
3d54s2
VI
+6
VII
Mn
3d54s2
VII
+7
Для d-металлов VIII группы высшая валентность и высшая
степень окисления, как правило, меньше суммарного числа ē на
(n-1)d и ns-подуровнях; например:
№ группы
Элемент
Электронная конфигурация
Высшая валентность
Высшая степень окисления
Fe
3d64s2
VI
+6
VIII
Co
3d74s2
III
+3
Ni
3d84s 2
III
+3
d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную
структуру d-подуровня (n-1) d10, проявляют в своих соединениях
постоянную валентность равную 2 и постоянную степень окисления равную +2.
Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются: Сu – II и +2; Ag – I и +1;
Au – III и +3.
155
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Важной особенностью атомов d-металлов является наличие
свободных орбиталей (на (n-1) d-, ns-образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH3 , Н2 O, ионы ОН-, CN- и др.).
Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения. Например: [Co(NH3 )6 ]CI3 ,
K4 [Fe(CN)6 ], Na2 [Zn(OH)4 ), [Cr(H2 O)6 ](NО3 )3 .
В свободном состоянии d-металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность
различных d-металлов изменяется в широких пределах: среди них
есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr, Zn, Mn и др.); малоактивные металлы (Сu,
Нg и др.) и благородные металлы (Au, Pt и др.), располагающиеся
в ряду напряжений после водорода.
Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невысокими
степенями окисления являются восстановителями, а соединения с
высокими степенями окисления – окислителями. Например:
MnSO4 , FeCl2 , CrCl2 – восстановители; КMnO4 , K2 FeO4 ,
K2 Cr2 O7 – сильные окислители.
При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер
усиливается:
M e+12O
M e+2O
M eOH M e(OH)2
основные
свойства
M e+32O3
M e+4O 2
M e+52O5
M e+6O 3
M e+72O7
M e(OH)3
H 3M eO3
(HM eO 2)
M e(OH)4
H4M eO 4
(H2M eO 3))
HM eO3
Или
(H 3M eO4)
H2M eO4
Или
(H2M eO7)
HM eO 4
амфотерные свойства
кислотные свойства
Опыт 1. Получение солей титана(III).
1) Взаимодействие металлического титана с разбавле нными кислотами. В пробирку с 2-3 мл разбавленной серной кислоты внесите два микрошпателя порошка титана и нагрейте осторожно на слабом пламени 5-6 мин. Наблюдайте выделение водорода. Дайте осесть нерастворившемуся титану и отметьте появление фиолетовой окраски раствора, характерной для иона титана
Ti4+. Напишите уравнение реакции.
156
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2) Восстановление солей титания. В пробирку, содержащую
12–15 капель раствора сульфата или хлорида титания, внесите кусочек цинка. Осторожно нагрейте пробирку на небольшом пламени горелки и пронаблюдайте окрашивание раствора в фиолетовый
цвет, характерный для иона титана Ti4+. Напишите уравнение реакции.
Опыт 2. Получение оксида ванадия(V) и исследование его
свойств.
В фарфоровый тигель внесите три микрошпателя сухого порошка ванадата аммония. Тигель поставьте на асбестированную
сетку, помещенную на кольцо штатива, и нагрейте на небольшом
пламени горелки, все время помешивая порошок стеклянной палочкой. Нагревание закончите, когда весь порошок изменит свою
окраску. Полученный продукт кирпично-красного цвета – оксид
ванадия (V) – охладите и разделите на три пробирки. Прибавьте в
каждую по 3-4 капли: в первую – дистиллированной воды, во вторую – раствора гидроксида натрия, в третью – концентрированной
серной кислоты. Хорошо размешайте стеклянными палочками и
поставьте пробирки в стакан с горячей водой для более быстрого
растворения осадков.
Напишите уравнения реакций: а) разложения ванадата аммония; б) растворения V2 O5 в воде с образованием метаванадиевой
кислоты НVО3 (испытайте на лакмус); в) растворения V2 O5 в щелочи с получением метаванадата натрия; г) растворения V2 O5 в
серной кислоте с получением сульфата диоксованадия (VO2 )2 SO4 .
Опыт 3. Получение гидроксида хрома (III) и изучение его
свойств.
Получите в двух пробирках гидроксид хрома взаимодействием растворов соответствующей соли хрома и гидроксида натрия.
Отметьте цвет и характер осадка. В одну из пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую – несколько капель
раствора кислоты. Наблюдайте растворение осадка в обоих случаях. Напишите уравнения соответствующих реакций.
Опыт 4. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
1) Окисление иодида калия. В пробирку внесите 6-7 капель
раствора дихромата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты и
157
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3-4 капли раствора иодида калия. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции.
2) Окисление сероводорода. К 2-3 каплям раствора дихромата калия прибавьте столько же 1 М серной кислоты и пропустите
медленно ток сероводорода до изменения окраски раствора и появления серы в коллоидном состоянии. Напишите уравнение реакции.
Опыт 5. Дигидроксид марганца, его получение и свойства.
В три пробирки внесите по 3-5 капель раствора какой-либо
соли марганца (II) и по 3-4 капли 2 М раствора щелочи. Отметьте
цвет осадка. В одной из пробирок размешайте осадок стеклянной
палочкой и оставьте стоять в штативе на некоторое время. В другую пробирку прилейте 2-4 капли 2 М раствора соляной кислоты,
в третью – 2-4 капли раствора щелочи. Что наблюдается в каждом
случае? Как изменился цвет осадка в первой пробирке? Напишите
уравнения всех происходящих реакций.
Опыт 6. Восстановительные свойства соединений марганца (II).
К раствору соли марганца (II) добавьте 2-3 капли раствора
щелочи и 3-4 капли раствора пероксида водорода с массовой долей
Н2 О2 , равной 10%. Смесь нагрейте до прекращения выделения
кислорода вследствие полного разложения избытка пероксида водорода. Наблюдайте образование осадка Н 2 МnО3 . Напишите уравнение реакции.
Опыт 7. Окислительные свойства перманганата калия.
1) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия
при различных значениях рН среды. В три пробирки внесите по
3-5 капель раствора перманганата калия. Добавьте по 2-4 капли: в
первую – 1 М раствора серной кислоты, во вторую – воды, в третью – 2 М раствора щелочи. Во все три пробирки внесите по 2-3
микрошпателя сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски
раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения реакций.
2) Окисление перманганатом калия сульфата марганца.
К 3-5 каплям раствора перманганата калия добавьте столько же
раствора соли марганца (II). Отметьте обесцвечивание раствора и
образование бурого осадка. Опустите в пробирку синюю
158
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
лакмусовую бумажку. Как изменилась ее окраска? Напишите
уравнение реакции.
3) Окисление перманганатом калия пероксида водорода.
Приготовьте подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия и добавьте к нему 3–5 капель раствора пероксида водорода с массовой долей Н2 О2 , равной 10%. Отметьте обесцвечивание
раствора. Напишите уравнение реакций.
Опыт 8. Взаимодействие железа с кислотами.
Налейте в четыре пробирки по пять капель кислот: 2М НСl,
1М Н2 SO4 , концентрированной Н2 SO4 , 2 М НNO3 . В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки.
Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте.
Затем добавьте во все растворы по капле 0,01 М раствора тиоцианата калия или аммония, которые образуют с ионами железа (III)
соль Fе(NCS)3 , окрашенную в красный цвет. В каких пробирках
образовались ионы Fe3+?
В тех пробирках, где раствор не окрашивается в красный цвет,
при растворении железа образуются ионы Fe 2+. Напишите уравнения реакций растворения железа в различных кислотах.
Опыт 9. Получение дигидроксида железа и исследование
его свойств.
Поместите в пробирку три капли раствора соли Мора
(NH4 )2 SO4 ∙FeSO4 ∙6Н2 O и добавьте по каплям 2 М раствор щелочи
до выпадения зеленоватого осадка дигидроксида железа. Перенесите часть осадка в чистую пробирку и проверьте, взаимодействует ли он с 2 М НСl. Остальной осадок перемешайте стеклянной
палочкой и наблюдайте через несколько минут побурение вследствие образования тригидроксида железа. Напишите уравнения
всех происходящих реакций.
Опыт 10. Пассивирование железа.
В пробирку с концентрированной азотной кислотой опустите
хорошо зачищенную пластинку из мягкой стали. Наблюдайте
быстрое прекращение бурного вначале взаимодействия железа с
азотной кислотой. Напишите уравнение реакции пассивирования
железа азотной кислотой.
Выньте пластинку из раствора кислоты, несколько раз промойте ее водой и опустите в пробирку с раствором сульфата меди.
159
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Для сравнения другую железную пластинку (непассивированную)
также опустите в раствор сульфата меди. В каком случае железная
пластинка покрывается медью? Почему?
Опыт 11. Восстановительные свойства меди.
В три пробирки внесите по кусочку меди и по 5-6 капель 1 М
растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. (Опыт проводить под тягой в защитных очках.) Во
всех ли пробирках появилось голубое окрашивание, характерное
для ионов меди Сu2+? Напишите уравнение реакции взаимодействия меди с азотной кислотой, принимая во внимание, что азотная кислота восстановилась преимущественно до оксида азота NО.
Слейте разбавленные кислоты, оставив в пробирках кусочки
меди. Ополосните пробирки и внесите в них по 5-6 капель концентрированных растворов тех же кислот. Проследите сначала при
комнатной температуре, потом при осторожном нагревании на
пламени горелки, во всех ли пробирках протекает реакция. Напишите уравнения протекающих реакций. Обратите внимание на запах диоксида серы SO2 и на окраску диоксида азота.
Опыт 12. Получение дигидроксида меди и исследование
его свойств.
1) Термическая неустойчивость дигидроксида меди. Получите в пробирке малорастворимый дигидроксид меди взаимодействием 3-4 капель раствора сульфата меди с таким же объемом
раствора щелочи. Каков цвет выпавшего осадка Сu(ОН)2 ? Закрепите пробирку в лапке штатива в слегка наклонном положении и
осторожно нагрейте. Как изменяется цвет осадка? Напишите уравнения реакций получения дигидроксида меди и его разложения с
образованием оксида меди.
2) Химические свойства дигидроксида меди. Получите дигидроксид меди в двух пробирках взаимодействием нескольких
капель раствора сульфата меди и щелочи. В одну пробирку прибавьте дополнительно 5-6 капель 2 М раствора щелочи, в другую –
такой же объем 1 М раствора серной кислоты. В каком случае осадок Сu(ОН)2 растворился? Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о химических свойствах дигидроксида меди.
160
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 13. Комплексные соединения меди.
В пробирку с 2-3 каплями раствора сульфата меди прибавьте
несколько капель 2 М раствора гидроксида аммония. Наблюдайте
выделение основной соли (СuОН)2 SO4 . Напишите уравнение реакции ее образования.
Продолжайте прибавление гидроксида аммония по каплям до
полного растворения основной соли. Напишите уравнение реакции, учитывая, что в избытке раствора гидроксида аммония образуются одновременно комплексное основание и комплексная соль
меди (II), содержащие медно-аммиачный комплексный ион с координационным числом 4.
Отметьте окраску исходного раствора сульфата меди и раствора, содержащего комплексные соединения меди. Какая химическая связь осуществляется в комплексном ионе [Сu(NHз)4 ]2+?
Для комплексного иона [Сu(NH3)4 ]2+ укажите: комплексообразователь и напишите его электронную формулу; лиганды и координационное число; неподеленную пару электронов в атомедоноре; свободные орбитали, предоставляемые акцептором; гибридизацию атомных орбиталей и структуру комплексного иона.
Опыт 14. Растворение цинка в кислотах и щелочах.
Поместите в пробирку 4-5 капель 2М раствора серной кислоты, добавьте один микрошпатель цинковой пыли и подогрейте.
Какой газ выделяется? Тоже проделайте с концентрированной
серной кислотой. Какой газ выделяется? Проверьте растворимость
цинка в 2 М растворах соляной кислоты и едкой щелочи. Напишите уравнения всех проделанных реакций.
Опыт 15. Получение гидроксидов цинка и кадмия и исследование их свойств.
В две пробирки налейте по 3-4 капли раствора соли цинка, в
две другие – раствора соли кадмия. В каждой пробирке получите
белые студенистые осадки гидроксидов, добавляя по каплям 2 М
раствор щелочи. Проверьте, растворяются ли полученные гидроксиды в разбавленной кислоте и в избытке щелочи. Напишите
уравнения всех возможных реакций, учитывая, что при растворении гидроксида цинка в избытке щелочи образуется комплексная
соль цинка, содержащая комплексный ион [Zn(ОН) 4 ]2+. Объясните
различие в свойствах гидроксидов цинка и кадмия.
161
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Опыт 16. Получение комплексных соединений цинка и
кадмия.
Поместите в одну пробирку две капли раствора соли цинка, в
другую – раствора соли кадмия и добавьте в каждую по две капли
2 М раствора гидроксида аммония. Наблюдайте выделение основных солей (ZnОН)2 SO4 и (CdOH)2 SO4 . Напишите уравнения реакций их образования.
Прибавляйте в обе пробирки по каплям раствор аммиака до
полного растворения осадков. Напишите уравнения реакций, учитывая, что в каждой пробирке одновременно образуются комплексное основание и комплексная соль данного металла. Координационное число в обоих случаях равно 4.
Какой комплексный ион прочнее: [Zп(NН3 )4 ]2+ или
[Cd(NН3 )4 ]2+? Чем это можно объяснить?
Задания
1. Какие растворы необходимы для получения Fе(ОН) 2 , FеСО3 ,
FеS. Написать уравнения соответствующих реакций.
2. Закончить уравнения реакций, в которых соединения двух валентного железа проявляют восстановительные свойства:
а) FеSO4 + НNO3 (конц.) → Fе(NО3 )3 +
б) FеSO4 + Вr2 + Н2 SО4 →
в) FеSO4 +КМnO4 +Н2 SO4 → Fе2 (SO4 )3 +
г) FеSO4 + К2 Сr2 О7 + H2 SO4 →
3. Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе 3+:
а) FеС13 + КCNS →
б) FеС13 + КОН →
4. Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе 2+:
а) FеС12 + К3 [Fе(СN)6 ] →
б) Fе(NО3 )2 + NаОН →
5. Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (К2 FeO4 , ВаFеО4 ):
а) KОН + FеС13 + Вr2 → К2 FеO4 +
б) K2 FeO4 +BaCl2 → BaFeO4 +
6. Как хлористое железо превратить в хлорное железо и наоборот? Составить уравнения соответствующих реакций.
7. Составить уравнения реакций действия на раствор Со(NО 3 )2
сначала небольшого количества, а затем избытка NН 4 OН.
162
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
8. Составить уравнение электролиза водного раствора: FеС13 ,
Со(NO3 )2 , NiSO4 .
9. Написать уравнения гидролиза в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме следующих солей: FеСО 3 , FeСl3 , СоSO4 .
10. Что лучше защищает поверхность железа от коррозии: покрытие слоем кадмия или никеля? Почему?
11. Закончить уравнения реакций:
а) Со(ОН)2 + Н2 SO4 →
б) Со(ОН)3 + НСl (конц.) →
12. Закончить реакции ОВР:
а) С + Nа2 СrО4 →
б) Аl + Сг2 О3 →
в) Fе(СrO2 )2 + С →
13. Что происходит при действии O 2 на гидроксид хрома (II)?
Составить уравнение реакции.
14. Гидроксид хрома(III) может быть получен действием на соль
хрома(III) щелочью. Написать уравнение реакции.
15. Что получится при взаимодействии Nа 2 СО3 и СrCl3 ; (NH4 )2 S и
Cr2 (SO4 )3 ? Составить уравнения реакций в молекулярной, ионной
и сокращенно-ионной форме.
16. Как действуют кислоты и щелочи на гидроксид хрома(III)?
Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает гидроксид хрома(III)?
17. Закончить уравнения реакций окисления соединений трех валентного хрома в щелочном растворе:
а) КCrО2 + Сl2 + КОН →
б) Сr(NО3 )3 + СаОСl2 + NaOH → Na2 CrO4 +
в) СrCl3 + РbО2 + NаОН →
18. Закончить характерные уравнения реакций на открытия ионов
СrO4 2- и Cr2 O7 2-:
а) К2 СгO4 + АgNО3 → Аg2 СrO4 ↓ +
б) К2 СrО4 + АgNО3 + Н2 О → Аg2 CrО4 ↓ +
в) К2 СrO4 + ВаС12 → ВаСrО4 ↓ +
Написать уравнения реакций в молекулярной, ионной и сокращенно-ионной форме.
19. Написать электронные формулы атомов меди и цинка.
20. Написать уравнения реакции растворения цинка:
а) в соляной, серной, азотной кислотах;
б) в щелочах.
163
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
21. Написать схему равновесия в системе осадок – раствор гидроксида цинка (II) и указать смещение равновесия при добавлении
кислоты и щелочи.
22. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении к
раствору, содержащему ионы Zn2+, Cu2+ избытка раствора аммиака.
23. Какой раствор следует взять для более полного осаждения
сульфида цинка из раствора его соли: H 2 S или (NH4 )2 S?
24. Что произойдет при действии на медь:
а) соляной разбавленной кислоты;
б) азотной разбавленной кислоты;
в) азотной концентрированной кислоты.
Написать уравнения взаимодействия меди с кислотами.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронные и электронно-графические формулы
атомов Fe, Co, Ni. Укажите их валентные электроны.
2. Какие степени окисления проявляют элементы семейства железа? Какие оксиды и гидроксиды соответствуют этим степеням
окисления?
3. Каковы физические свойства железа?
4. С какими простыми и сложными веществами реагирует железо? Напишите уравнения реакций и назовите их продукты.
5. Какие оксиды и гидроксиды образует железо? Укажите их
кислотно-основный характер.
6. Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают соединения Fe (II) и Fe (III)?
7. Дайте общую характеристику элементов подгруппы хрома.
8. Какую электронную и электронно-графическую формулу
имеет атом хрома?
9. Охарактеризуйте физические свойства хрома.
10. Какие оксиды образует хром? Какие гидроксиды соответствуют оксидам хрома? Укажите характер каждого оксида и гидроксида хрома.
11. Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?
12. Какие степени окисления проявляет марганец в своих соединениях?
164
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
13. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов марганца
при увеличении его степени окисления?
14. Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет
диоксид марганца?
15. Охарактеризуйте физические и химические свойства перманганата калия. Каковы продукты восстановления перманганата калия в различных средах?
16. Какие степени окисления проявляет медь в своих соединениях? Соединения с какой степенью окисления меди наиболее
устойчивы?
17. Охарактеризуйте физические и химические свойства оксида
меди(I).
18. Каковы физические свойства и способы получения оксида и
гидроксида меди(II)?
19. Каковы кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксида и гидроксида меди(II)?
20. Почему растворы большинства солей меди(II) имеют синеголубой цвет?
165
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложения
Приложение 1
Изменение окраски индикаторов в различных средах
рН, среда раствора
2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
кислотная
нейтральная
основная
[H+ ] > [OH -]
[H + ] = [OH -]
[OH - ] > [H + ]
рН < 7
рН = 7
рН > 7
Желтый
Фиолетовый
0,1<рН<3,0
Красный
Оранжевый
Желтый
3,0<рН<4,4
Красный
Оранжевый
Желтый
4,2<рН<6,8
Красный
Фиолетовый
Синий
5<рН<8
Бесцветный
Розовый
М алиновый
8,1<рН<9,8
1
Индикатор
М етиловый
фиолетовый
М етиловый
оранжевый
М етиловый
красный
Лакмус
Фенолфталеин
Приложение 2
Электрохимический ряд напряжений металлов: Сs, Li, К, Rb,
Sr, Ва, Са, Na, Mg, Be,Ti, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, Н,
Сu, Hg, Ag, Pt, Au
Приложение 3
Растворимость кислот, оснований и солей в воде
+
+ +
+
+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+
2+ 2+ 2+ 3+ 3+ 3+
H NH4 Li NaK+ Ag Ва Са Mg Zn
Сu Hg Рb Fe Fe Al Cr
P
Р P — Р
M H
H
H
—
H Н Н Н H
ОН
P
P
Р P
Р
Р
Р
P
P
P
P
P
P Р P P
NO3 
P
P
Р P
Р М Н Н
М
Н
М
Н М Р Р P
F
Р
Р
Р P
Н Р
Р
Р
Р
Р
Р
М Р Р Р P
Сl
Р
Р
Р P
Н Р
Р
Р
Р
Р
М
М Р Р Р P
Вr 
Р
Р
Р P
Н Р
Р
Р
Р
—
—
Н Р Р Р —
I
Р
Р
Р P
Н — — —
Н
Н
Н
Н Н Н — —
S2
Р
Р
Р P
Н М М М
М
Н
—
Н М — — —
SO3 2
Р
Р
Р P М Н М Р
Р
Р
—
М Р Р Р P
SO4 2
CO3 2
Р
Р
Р P М М Н М
—
—
Н
Н Н — — —
SiO3 2
Н  Р P  Н М —
Н
—
—
Н Н — — —
РO4 3
Р
P H P
Н Н Н М
Н
Н
Н
Н Н Н Н H
СrО4 2 Р
Р
Р P
Н Н М Р
Н
Н
—
Н — — — —
СН3 СОО Р
Р
Р P
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р Р Р P
Примечание: вещества растворимые  Р; малорастворимые  М; нерастворимые  Н;
разлагаются водой или не существуют —.
Ионы
166
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложение 4
Три группы металлов и их взаимодействие с кислотами
Активные
Li  Al
Средней активности
М алоактивные
Al  H 2
H 2  Au
Взаимодействие с водой: Са + 2Н 2О = Са(ОН)2 + H2; Н 2О (окислитель H + )
реагируют, пассивируются:
не реагируют
Al,Ti,Cr,Fe,Co,Ni,Zn,Sn,Cd,Pb
Взаимодействие с соляной кислотой; НСl (окислитель H+ )
Fе окисляется до двух валенного состояния,
Сu может быть растворена в очень концентрированной кислоте
реагируют,
реагируют
не реагируют
реагирует и пассивируется Pb
Взаимодействие серной кислоты зависит от ее концентрации
H2SO 4 (разб) (окислитель H+ )
реагируют,
реагируют
не реагируют
реагирует и пассивируется Pb
+6
H2SO 4 (конц) (окислитель S )
реагируют
реагируют
реагируют,
реагирует и пассивируются Al,
Fe
реагируют:
Сu, Hg
не реагируют
Ag, Au, Ru, Os,
Rh, Ir, Pt
Кислота H2SO4 восстанавливается до следующих продуктов:
H2S
S

SO 2
Взаимодействие с азотной кислотой: HNO 3 (разб) (окислитель N)
реагируют
реагируют,
пассивируется Ti
реагируют:
Сu, Hg, Ag
не реагируют
Ru, Os, Rh, Ir, Pt
Кислота HNO 3 восстанавливается до следующих продуктов
NH 4NO 3
N2, N2O
NO

HNO 3 (конц) (окислитель N +5) Кислота HNO 3 восстанавливается до NO2
не реагируют
реагируют,
реагируют:
реагируют
Au, Ru, Os, Rh,
пассивируются Al, Ti, Cr, Fe
Сu, Hg, Ag
Ir, Pt
Взаимодействие с растворами щелочей: Н 2О (окислитель H+ ) + щелочь (NaOH)
реагирует
реагируют: Al, Zn, Sn, Pb
не реагируют
Ве
167
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложение 5
Формулы, применяемые при решении задач
Наименование,
Обозначение
величина
М асса вещества
m
М асса атома (абсолютная)
ma
или атомная масса
М асса молекулы
(абсолютная),
mмол
молекулярная масса
вещества В
Относительная
атомная масса
Ar
(атомный вес элемента)
Единицы
измерения
г, кг
Уравнения связи
m = M∙n
г, кг
ma = m/N
г, кг
mмол = mмол в-ва NA
безразм.
a.c.m
Ar(C)= 12
a.e.m.=(1/12)
ʋ, n
г/моль,
кг/моль
моль
V
л/м
М олярный объем
Vm
л/моль,
м3/кмоль
Постоянная Авогадро
NA
моль -1
Плотность
Относительная плотность
газа В по данному газу С
М ассовая доля вещества
в смеси или элемента
в веществе
М ассовая доля выхода
продукта
ρ
кг/м3, г/см3
n = N/NA
V = m/ρ
V = Vm∙ ʋ
Vm = V/ʋ
Vm = M/ρ
NA = N/ʋ
NA = 6,02∙10 23 моль-1
ρ = mр-ра /Vр-ра
D, d
безразм.
D = B/C = Md/Mc
ω
безразм.
или %
ω = mв-ва/mр-ра
ω = mв-ва/(mр-ра+mH2O)
ω = mв-ва/ ρ∙V
η
безразм.
или %
η=mпр/mтеор.=Vпр/Vтеор
С = ʋ/Vр-ра
С=m/M∙V
Vр-ра = m/C∙M
M=C∙M∙V
М олярная масса вещества
Количество вещества
Объем
M
2
М олярная концентрация
C
моль/л
Объемная доля газа
в смеси газов
φ
безразм.
или %
Скорость реакции

моль/л-сек
M = m/ʋ
φ = Vкомп ./Vсмеси
 =±(ΔC/Δt)
 = k[C]c ∙[D]d
 = ΔС/Δt∙S
168
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Рекомендуемая литература
1. Адамсон, Б. И. Задачи и упражнения по общей химии : учебное
пособие для вузов / Б. И. Адамсон, О. Н. Гончарук, В. Н. Камышова и др. ; под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2003. – 255 с.
2. Бабич, Л. В. Практикум по неорганической химии / Л. В. Бабич, С. А. Балезин, Ф. Б. Гликина [и др.]. – М. : Просвещение,
1991. – 320 с.
3. Глинка, Н. Л. Общая химия : учебное пособие для вузов. – Л. :
Химия, 1988. – 704 с.
4. Глинка, Н. Л. Общая химия : учебное пособие / под ред.
А. И. Ермакова. – М. : Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.
5. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии : учебное
пособие / под ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной. – М. : Интеграл-Пресс, 2007. – 240 с.
6. Егоров, А. С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в
вузы / А. С. Егоров, К. П. Шацкая, Н. М. Иванченко [и др.] ; под.
ред. А. С. Егорова. – Ростов-на-Дону : 2000. – 768 с.
7. Ерохин, Ю. М. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом) : учебное пособие. – М. : Высш. школа,
1988. – 240 с.
8. Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – М. : Химия, 1981. – 632 с.
9. Коровин, Н. В. Общая химия : учебник. – М. : Высш. шк.,
2003. – 557 с.
10. Коровин, Н. В. Лабораторные работы по химии : учебное пособие для вузов / Н. В. Коровин, Э. И. Мингулина, Н. Г. Рыжова. –
М. : Высш. шк., 2001 – 256 с.
11. Хомченко, Г. П. Неорганическая химия : учебник для сельскохозяйственных вузов / Г. П. Хомченко, И. К. Цитович. – М. :
Высш. шк., 1987. – 464 с.
169
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Алфавитно-предметный указатель
Автокатализ 26
Аквакомплексы 110
Аммиакаты и аминаты 110
Активаторы 24
Активность иона или молекулы 40
Ацидокомплексы 110
Бимолекулярные реакции 19
Буферная емкость 48
Буферные системы 47
Вещество 4
Внешняя сфера 107
Внутримолекулярные реакции 94
Внутренняя сфера 107
Водородный показатель 46
Восстановление 91
Газообразные растворы 74
Галогены 148
Галогеноводороды 149
Геометрическая изомерия 112
Гетерогенный катализ 26
Гидраты 82
Гидратная изомерия 113
Гидролиз соли 62
Гомогенный катализ 26
Диссоциация 45
Жидкие растворы 74
Закон действующих масс 18
Изомерия 112
Ионизационная изомерия 113
Ингибитор 24
Индикатор 46
Ионное произведение воды 45
Ионная сила раствора 41
Катализ 24
Катализатор 24
Катализ кислотно-основной 26
Катализ окислительновосстановительный 26
Каталитические яды 25
Кислоты 6
Кислая среда 46
Комплексообразователь 107
Комплексные соединения 106
Константа гидролиза 69
Константа диссоциации 38
Константа нестойкости комплексного иона 114
Константа устойчивости 116
Концентрация 76
Концентрированный раствор 74
Координационное число 107
Коэффициент растворимости 79
Коэффициент активности 40
Кривые растворимости 79
Кристаллизация 79
Кристаллогидраты 82
Критическая температура растворения 81
Лиганды 107
Массовая доля 75
Массовая концентрация 77
Межмолекулярные реакции 93
Метод валентных связей 111
Метод молекулярных орбиталей 112
Метод полуреакций 97
Метод электронного баланса 95
Механизм процесса диссоциации 36
Моляльная концентрация 77
Молярная доля 76
Молярная концентрация 76
Монодентатные лиганды 108
Мономолекулярные реакции 19
Многоядерные комплексные соединения 111
Насыщенный раствор 75, 78
Нейтральная среда 46
Ненасыщенный раствор 75, 79
Необратимый гидролиз 65
Необратимые реакции 22
Неэлектролиты 36
Нормальная концентрация 76
170
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Обратимые реакции 22
Обратная реакция 22
Окисление 91
Окислительно-восстановительными
реакции 91
Оксиды 4
Основания 5, 42
Основная соль 5
Оптическая изомерия 113
Полигалогениды 110
Полидентатные лиганды 108
Правило Вант-Гоффа 20
Принципом Ле Шателье 23
Природа растворителя 37
Природа электролита 37
Произведение активностей 50
Произведение растворимости 50
Промоторы 25
Простые вещества 4
Прямая реакция 22
Разбавленный раствор 74
Растворы 74
Растворимость 77
Реакции диспропорционирования 95
Сильные электролиты 39
Слабые электролиты 39
Сложные вещества 4
Смещение или сдвиг равновесия 23
Солеобразующие оксиды 4
Соли 8, 43
Сольваты 82
Сольволиз 70
Степень гидролиза 69
Степень диссоциации 37
Ступенчатый гидролиз 67
Твердые растворы 74
Температурный коэффициент 20
Теория кристаллического поля 112
Термодинамическая константа 40
Титр раствора 77
Тримолекулярные реакциии 19
Ферментативный катализ 27
Физическая теория растворов 81
Химическое равновесие 22
Химическая (гидратная) теория растворов 82
Циклические, или хелатные (клешневидные) комплексные соединения
111
Щелочная среда 46
Электролиты 36
Электролитическая диссоциация 36
Энергия активации 20
171
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Оглавление
Введение……………………………………………………………….
Лабораторная работа №1
Свойства основных классов неорганических соединений…………
Лабораторная работа №2
Химическая кинетика и химическое равновесие……………………
Лабораторная работа №3
Электролитическая диссоциация и ионно-обменные реакции……..
Лабораторная работа №4
Гидролитическое разложение солей…………………………………
Лабораторная работа №5
Приготовление растворов…………………………………………….
Лабораторная работа №6
Окислительно-восстановительные реакции…………………………
Лабораторная работа №7
Комплексные соединения……………………………………………..
Лабораторная работа №8
Щелочные и щелочноземельные металлы…………………………...
Лабораторная работа №9
Бор. Алюминий. Углерод. Кремний………………………………….
Лабораторная работа №10
Азот. Фосфор. Сера……………………………………………………
Лабораторная работа №11
Галогены……………………………………………………………….
Лабораторная работа №12
Металлы побочных подгрупп………………………………………...
Приложение……………………………………………………………
Рекомендуемая литература…………………………………………...
Алфавитно-предметный указатель…………………………………..
172
3
4
17
36
62
74
91
106
120
128
139
148
154
166
169
170
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Учебное издание
Бакаева Наталья Павловна
Салтыкова Ольга Леонидовна
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ
Практикум
Подписано в печать 17.06.2016. Формат 60×841/16
Усл. печ. л. 10,06, печ. л. 10,81.
Тираж 100. Заказ №220.
Отпечатано с готового оригинал-макета в редакционно-издательском центре
ФГБОУ ВО Самарской ГСХА
446442, Самарская область, г. Кинель, п.г.т. Усть-Кинельский, ул. Учебная, 2
E-mail: ssaariz@mail.ru
173
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
201
Размер файла
1 715 Кб
Теги
практикум, неорганических, 7338, химия, 1493
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа