Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

 «Волжский государственный университет водного транспорта»

ПЕРМСКИЙ ФИЛИАЛ

 

 

 

 

Е.А. Сазонова

 

 

 

ХИМИЯ

Сборник лабораторных работ

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Пермь

2017

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

 «Волжский государственный университет водного транспорта»

ПЕРМСКИЙ ФИЛИАЛ

 

 

 

 

Е.А. Сазонова

 

 

 

ХИМИЯ

Сборник лабораторных работ

для студентов дневной и заочной формы обучения всех специальностей

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Пермь

2017

Лабораторная работа № 1

 

Классы неорганических соединений

Цель: на основе эксперимента закрепить знания по классам неорганических соединений, их различие, свойства, поведение в растворах.

 

Оксиды
Опыт 1. Получение и свойства

а) Поместить небольшое количество порошка серы на ложечку для сжигания, нагреть на спиртовке до воспла­менения, внести в стаканчик с 5-10 мл воды и прикрыть пробкой или листком бумаги.

После прекращения горения серы полученный оксид растворить в воде, встряхивая стаканчик; определить реакцию раствора, прибавив к содержимому стакана 2-3 капли метилоранжа. Определить рН раствора с помощью универсальной лакмусовой бумаги. Написать уравнения реакций.

б) Сухую пробирку с карбонатом меди закрыть пробкой с газоотводной трубкой, опущенной в пробирку с известковой водой, и нагреть на спиртовке. Написать уравнения реакций, происходящих в обеих пробирках. Проверить отношение оксида меди (II) к кислотам и щелочам. К какому типу относятся полученные оксиды?

 

Кислоты

Опыт 2. Взаимодействие кислот с солями

а)      К нескольким кристалликам хлорида натрия прилить 2-3 капли концентрированной серной кислоты и нагреть пробирку. К отверстию(не касаясь стенок) поднести смоченную водой универсальную лакмусовую бумажку и определить характер образующегося газообразного вещества. Написать уравнение реакции его получения.

б)      К 5-6 каплям раствора силиката натрия прилить по каплям разбавленную соляную кислоту. Встряхнусь пробирку. Что выпадает в осадок? Написать уравнение реакции.

Опыт 3. Взаимодействие кислот с металлами

В отдельные пробирки с кислотами положить небольшие количества цинка, железа, меди. Для опытов взять по 5 капель следующих кислот (разбавленных и концентрированных): соляную, серную, азотную. Обратить внимание на выделяющиеся газы (цвет) при растворении металлов в азотной кислоте. Написать уравнения реакций.

 

Основные гидроксиды

Опыт 4.

а) Взаимодействие металла с водой. Опыт требует осторожности! В фарфоровую чашку с водой прибавить 2 – 3 капли индикатора фенолфталеина и туда же опустить маленький кусочек (величиной со спичечную головку) металлического натрия, предварительно осушенного фильтровальной бумагой и очищенного скальпелем от окисленного поверхностного слоя. Какой газ выделяется? Почему раствор приобрел малиновую окраску? Написать уравнение реакции.

б) Взаимодействие оксида металла с водой. В пробирку с водой поместить небольшое количество кристаллического оксида кальция, перемешать и добавить каплю фенолфталеина. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Как называется раствор гидроксида кальция в растворе?

в) Взаимодействие соли с растворимым основанием. В пробирку внести 3 – 4 капли хлорида железа (III) и добавить 2 – 3 капли гидроксида натрия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

 

Амфотерные гидроксиды

Опыт 5.

В две пробирки внести по 3-4 капли хлорида хрома (Ш) и в каждую добавить 2 н. раствор щелочи до образования зеленовато-серого осадка гидроксида хрома (Ш). Испытать отношение последнего и ки­слоте и избытку щелочи, для чего добавить в одну пробирку по кап­лям 2 н. раствор соляной или серной кислот, а в другую - 2 н. раст­вор щелочи до растворения осадка. Написать уравнения реакций. При взаимодействии гидроксида хрома (Ш) с избытком щелочи получается комплексная соль К[Сг(ОН)₄]. Сделать вывод о характере гидроксида хрома (Ш).

 

Соли

Опыт 6.

а)  Путем обменных реакций между двумя солями, солью и кислотой, солью и основанием получать сульфат бария. Написать уравнения выполненных реакции, используя таблицу растворимости солей и оснований.

б) Поместить кусочек цинка или железа (проволоку или гвоздь) в пробирку с раствором сульфата меди. Что при этом наблюдается? Написать уравнение реакции.

в)  В пробирку внести 4-5 капель гидроксида кальция и пропустить в нее из аппарата Кипа диоксид углерода. Отметить появление осадка. Продолжить пропускать диоксид углерода до полного растворения осадка, обусловленного образованием растворимого гидрокарбоната. Написать уравнения реакций.

 

Вопросы и задачи

1.                 Дайте определения и приведите примеры основных классов неорганических соединений.

2.                 Следующие соединения распределите по классам:

а) оксиды (основные, кислотные, амфотерные, безразличные);

б) гидроксиды (кислотные, оксикислоты, основные, амфотерные);

в) бескислородные кислоты;

г) соли (средние, кислые, основные)

Fe(OH)₂, Cr₂O₃, AlCl₃, H₃PO₄, CaO, HI, Al₂O₃, CO, Ca(OH)₂, CO₂, MgOHCl, HClO₄, K₂HPO₄, Fe₂(SO₄)₃, NaOH, SeO₃, Cl₂O₇, H₂S, Al(OH)₃, NaH₂PO₄, KClO₃, AlOHCO₃, FeO, KMnO₄, H₂CrO₄, K₂Cr₂O₇.

3.                 Какие гидроксиды или оксикислоты соответствуют оксидам:

CrO₃, SO₃, P₂O₅, Cl₂O₇, CO₂, FeO, Cr₂O₃, MgO, SO₂, CdO, SiO₂?

4.                 Расположите следующие кислоты в порядке возрастания их силы:

а) H₂SO₄, H₃PO₄, HClO₄, H₄SiO₂;

б) HClO₂, HClO, HClO₄, HClO₃.

5.                 Укажите, какой из гидроксидов обладает наиболее амфотерными свойствами в каждом ряду:

а) NaOH, Mg(OH)₂, Al(OH)₃, Si(OH)₄;

б) Si(OH)₄, Ge(OH)₄, Sn(OH)₄, Pb(OH)₄.

6.                 Попарно смешали растворы следующих веществ:

а) MgCl₂ + KOH;                       e) K₂CO₃ + HCl;

б) Na₂SO₄ + KOH;                    ж) Pb(NO₃)₂ + H₂S;

в) Al(OH)₃ + NaOH;                 з) Cu(OH)₂ + HNO₃;

г) Ca(OH)₂ + FeCl₃;                  и) NaHSO₄ + NaOH;

д) NaCl + CH₃COOH;               к) Na₂HPO₄ + KOH.

Между какими из указанных веществ возможны реакции обмена? Написать ионные уравнения возможных реакций.

7.                 Смешаны растворы Na₂S, BaCl₂ и H₂SO₄ (избыток). Какие реакции будут протекать?

8.                 С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:

а) S → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄;

б) S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃ → SO₂;

в) Fe → Fe₂(SO₄)₃ → Fe(OH)₃ → Fe(NO₃)₃ →Fe₂O₃?

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная работа № 2

 

Растворы. Приготовление растворов различной концентрации

 

Цель: закрепление теоретических знаний в приготовлении растворов различной концентрации и способов ее выражения (w%, C_м, С_н, С_m ). Получение практических навыков в приготовлении растворов различной концентрации.

 

Сведения из теории

Раствором называют гомогенную систему, состоящую из двух или нескольких веществ (компонентов), причем растворенное вещество (одно или несколько) равномерно распределено в виде молекул, атомов или ионов в другом – растворителе.

В процессе растворения частицы растворяемого вещества образуют с растворителем нестойкие, имеющие переменный состав соединения, называемые сольватами. Если растворитель – вода, растворы называются гидратами. Растворение веществ сопровождается выделением или поглощением теплоты и изменением объема.

По растворимости все вещества делятся на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора. Ее определяют по максимальному числу граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре, и называют коэффициентом растворимости. Например, при 18˚С в 100 г воды растворяется 51, 77 г соли Pb(NO₃)₂.

Растворы бывают насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные.

Насыщенными называют растворы, в которых нерастворенное вещество (осадок) находится в равновесии с растворенным.

Раствор, концентрация которого меньше концентрации насыщенного при той же температуре раствора, называется ненасыщенным.

Раствор, концентрация которого больше концентрации насыщенного при той же температуре, называется перенасыщенным.

Говоря о растворимости вещества, необходимо указать температуру. Как правило, растворимость твердых веществ с увеличением температуры возрастает. Однако имеются вещества, растворимость которых с повышением температуры увеличивается незначительно (NaCl) или вообще уменьшается (Ca(OH)₂, Li₂SO₄).

Растворимость жидкостей в жидкостях различна. Одни из них растворяются неограниченно, другие – практически нерастворимы.

Растворимость газов в жидкостях очень различна. Повышение температуры и понижение давления уменьшают растворимость газов в жидкостях. Газы с незначительной растворимостью и не вступающие в химическое взаимодействие с растворителем, имеют следующую закономерность: масса газа, растворяющегося в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна давлению, под которым находится газ (закон Генри).

Растворимость газов часто характеризуется коэффициентом абсорбции, который выражает объем газа, растворяющегося в одном объеме растворителя с образованием насыщенного раствора.

Если над жидкостью находится смесь газов, то каждый из них растворяется пропорционально своему парциальному давлению.

 

Способы выражения концентрации растворов

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Основные способы выражения концентрации растворов следующие: процентная (массовая доля), молярная, моляльная, эквивалентная, титр, мольная доля.

Процентная концентрация по массе (С) показывает число единиц массы растворенного вещества, содержащихся в 100 единицах массы раствора; например, W = 5,3% (мас.).

Молярная концентрация, или молярность (С_м), показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора; например, С_м = 2,3 М или С_м = 2,3 моль/ л.

Моляльная концентрация, или моляльность (С_m), показывает число молей  растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя, например, С_m = 1,8 моля на 1000 г этилового спирта.

Эквивалентная концентрация, или нормальность (С_н), показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора, например, С_н = 1,5 н.

Титр – граммовое содержание вещества в 1 мл раствора, например, Т0,1 н Н₂SO₄ = 0,0049 г/мл.

 

_, г/ мл;   , г/ мл.

где Э – эквивалентная масса вещества, С_н – нормальность раствора; М – молярная масса вещества, С_м - молярность.

Мольная доля растворенного вещества (N₂) показывает отношение числа молей растворенного вещества (n₂) к сумме числа молей растворителя (n_I) и растворенного вещества, например,

                                                                 n₂

N₂ =    n₁ + n₂

 

Мольная доля растворителя (N_I) показывает отношение числа молей растворителя (n_I) сумме числа молей растворителя и растворенного вещества:

                                                                 n₂

N₂ =    n₁ + n₂

Ориентировочное определение концентрации растворенного вещества (в пределах точности ± 0,5%) может быть проведено путем измерения плотности раствора с последующим нахождением концентрации по специальным таблицам.

Плотность раствора определяют с помощью ареометра, который представляет собой поплавок с дробью или ртутью и узким отростком – трубкой, в которой находится шкала с делениями. Ареометры, применяемые для определения плотности жидкостей тяжелее воды, имеют нуль вверху шкалы, а для определения плотности жидкостей легче воды – книзу шкалы. При определении плотности исследуемый раствор наливают в цилиндр и осторожно погружают в него ареометр, не допуская соприкосновения его со стенками цилиндра, полного погружения или всплывания. Уровень раствора должен приходиться на шкалу ареометра.

 

То деление шкалы, до которого ареометр погрузился в жидкость, показывает ее плотность. Если в таблицах нет цифры, отвечающей сделанному отчету на шкале ареометра, но имеются близкие величины (немного больше и немного меньше), то процентное содержание вещества вычисляют методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним). Например, имеется раствор гидроксида калия с плотностью 1,190 г/ см³. По табл. 1 находим, что растворам гидроксида калия плотности 1,176 и 1,217 г/ см³ отвечает процентная концентрация 20 и 24% соответственно. Разница плотностей равна

1,217 – 1,176 = 0,041,

а в процентном содержании составляет 4%. Определяем разницу между плотностью нашего раствора с меньшей концентрацией:

1,190 – 1,176 = 0,014.

Увеличение плотности на 0,041 соответствует увеличению процентного содержания на 4%, а по увеличению плотности на 0,014 находим увеличение процентного содержания из пропорции:

   _,

Прибавляя найденную величину к процентному содержанию щелочи в растворе с меньшей плотностью, находим искомое процентное содержание:

20 + 1,37 = 21,37 (%).

 

Приготовление растворов различной концентрации

 

а) Из твердого вещества и воды

Приготовить 150 г 5%-ного раствора хлорида натрия. Рассчитать количество хлорида натрия, необходимого для приготовления выше указанного раствора. Какой объем воды при этом необходимо взять?

На технохимических весах с точностью до 0,01 г взвесить в предварительно взвешенном стаканчике рассчитанное количество хлорида натрия. Мензуркой или мерным цилиндром отмерить необходимый объем дистиллированной воды. Навеску хлорида натрия количественно перенести в стакан емкостью 250 - 300 мл и растворить в воде, перемешивая содержимое стеклянной палочкой.

Налить полученный раствор в сухой цилиндр (или ополоснуть его этим раствором) и ареометром определить плотность приготовленного раствора.

По найденной плотности, пользуясь табл. 1, определить процентное содержание хлорида натрия в растворе. Если в таблице нет этой величины, то, используя метод интерполяции, вычислить процентное содержание. Установить величину расхождения найденной концентрации с заданной. Рассчитать молярность и нормальность приготовленного раствора. Раствор сохранить для следующей работы.

б) Из концентрированного раствора и воды

Приготовить 250 мл раствора хлорида натрия определенной плотности из концентрированного (ранее приготовленного) раствора и воды.

Для приготовления этого раствора необходимо знать плотность ранее приготовленного (с точностью 0,003) и процентную концентрацию заданного растворов.

Находят в справочнике процентную концентрацию по указанной преподавателем относительной плотности. По этим величинам необходимо рассчитать, какое количество вещества по объему исходного раствора и воды следует смешать, чтобы получить 250 мл заданного раствора. Вначале определить массу вещества, необходимого для получения заданного раствора; затем найти массу исходного раствора, в котором содержится нужное количество вещества, зная относительную плотность раствора, перейти к объему. По разнице между заданным объемом (250 мл) и рассчитанным для исходного раствора определяется объем воды.

Цилиндром отмерить рассчитанные объемы воды и хлорида натрия, тщательно перемешать, перелить в сухой цилиндр и ареометром определить относительную плотность полученного раствора. Если в справочнике нет найденной по ареометру величины плотности, то определить нужную величину методом интерполяции. Вычислить молярность и нормальность раствора.

 

Пример индивидуального задания.

1.                 Приготовить 100 мл 0,65 н раствора Ba(NO₃)₂. Какова плотность и процентная концентрация раствора?

2.                 Из 0,65 н раствора приготовить 100 мл 2%-ного раствора (r = 1,015 г/ мл). Какова молярность этого раствора?

3.                 Из полученных растворов приготовить 100 мл 6%-ного раствора  Ba(NO₃)₂ с r = 1,049 г/ мл. Подсчитать титр этого раствора.

 

Задачи

1.                 Концентрация какого раствора является мерой растворимости вещества при данной температуре?

2.                 Как влияют температура, давление, природа растворителей на растворимость твердых веществ, жидкостей, газов?

3.                 Дать определения понятий «молярность» (С_м), «нормальность» (С_н), «моляльность» (С_m), «мольная доля» компонента раствора.

4.                 Определить С_м, С_н  следующих растворов:

а) 30% раствора едкого натра (ρ = 1,33 г/см³);

б) 20% раствора фосфорной кислоты (ρ = 1,11 г/см³);

в) 48% раствора серной кислоты (ρ = 1,38 г/см³);

г) 20% раствора соляной кислоты (ρ = 1,10 г/см³).

5.                 Какой объем 92% серной кислоты (ρ = 1,83 г/см³) следует взять для приготовления 6 л 0,5 н раствора?

6.                 Чему равна молярность 1 н раствора КОН, H₂SO₄, Fe₂(SO₄)₃?

7.                 Какова нормальность 0,2 М раствора К₃РО₄?

8.                 Смешано 150 мл 0,2 М раствора серной кислоты и 100 мл 1 н раствора едкого натра. Какое вещество и в каком избытке было взято?

9.                 Сколько граммов Н₃РО₄ нужно для приготовления 200 мл 0,02 н раствора?

10.            Сколько граммов медного купороса CuSO₄*5H₂O и воды требуется для приготовления 200 г 5% раствора CuSO₄, рассчитанного на безводную соль?

11.            Какой объем 1 М раствора нитрата серебра AgNO₃ необходимо добавить к 100 мл 1 М раствора хлорида железа (III) FeCl₃, чтобы полностью осадить хлорид-ионы в виде хлорида серебра?

Лабораторная работа № 3

 

Реакции в растворах электролитов

Цель: иметь четкое представление о сильных и слабых электролитах, труднорастворимых соединениях, произведении растворимости, констант диссоциации.

 

Сведения из теории

Вещества, проводящие электрический ток в расплавленном или растворенном состоянии, называются электролитами. При растворении в воде или других полярных растворителях электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т. е. распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют. К ним относятся почти все растворимые соли, кислоты (HCl, H₂SO₄, НNО₃, HBr, HI, HMnO₄, HClO₄), основания щелочных и щелочно-земельных металлов (кроме Mg(OH)₂, Be(OH)₂).

Слабые электролиты при растворении лишь частично диссоциируют. К ним относятся многие органические вещества, некоторые минеральные кислоты (H₂SO₃, H₂S, H₂SiО₃), вода, большинство оснований.

Характер ионов, образующихся при диссоциации разных электролитов, различен. Кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы – ионы водорода и анионы -  кислотные остатки. Например,

 

НNО₃   ↔   Н⁺   +   NО₃^-.

Диссоциация многоосновных кислот происходит ступенчато, причем по первой ступени всегда больше, чем на каждой последующей:

 

                 H₂SO₃   ↔   Н⁺   +  HSO₃^-    (первая ступень),

HSO₃^-   ↔   Н⁺   +  SO₃^2-    (вторая ступень).

Основания – электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы.

КОН   ↔   К⁺   +   ОН^-

         Ва(ОН)₂   ↔   (ВаОН)⁺   +   ОН^-  (первая ступень),

                     (ВаОН)⁺   ↔   Ва²⁺   +   ОН^-         (вторая ступень).

 

Солями называют электролиты, дающие в водном растворе ионы металла и кислотного остатка. Например:

 

Nа₂СО₃   ↔   2Nа⁺  +   СО₃^2-.

Диссоциация кислых и основных солей происходит ступенчато:

 

КHSO₄   ↔   К⁺   +   НSO₄^-   (первая ступень),

НSO₄^-   ↔   Н⁺   +   SO₄^2-          (вторая ступень);

 

MgOHСl  ↔   Mg(OH)⁺   +  Сl^-   (первая ступень), 

Mg(OH)⁺   ↔   Mg²⁺   +   OH^-      (вторая ступень). 

 

Известны электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода и гидроксид-ионы. Такие соединения называются амфотерными. Простейшим амфотерным соединением является вода, дающая при диссоциации ионы Н⁺ и ОН^-. Однако диссоциация настолько мала, что концентрация водородных и гидроксид-ионов в чистой воде равна лишь 1*10^-7 моль/ л.

Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами. Например, уравнения реакций взаимодействия Al(OH)₃ с кислотой и основанием без учета гидратации могут быть представлены следующим образом:

 

Al(OH)₃   +   3NаОН   →   Nа₃[Al(OH)₆ ];

                           Al(OH)₃   +   3ОН^-   →   [Al(OH)₆ ]^3-;

Al(OH)₃   +   3НCl   →   AlCl₃   +   3Н₂О;

                           Al(OH)₃   +   3Н⁺   →   Al^3-   +   3Н₂О. 

Приведенные выше  определения кислот и оснований с позиций классической теории электролитической диссоциации применимы к водным растворам. Для неводных сред была разработана протонная теория кислот и оснований (Бренстед, 1923 г.), основанная на следующих определениях: кислоты – вещества, отщепляющие протоны, основания – вещества, присоединяющие протоны.

В соответствии с протонной теорией соотношение между кислотой и основанием дается по следующей схеме: основание  +  протон  =  кислота. В системе из двух способных взаимодействовать с протоном веществ основанием всегда является то, которое прочнее его связывает, т. е. обладает большим протонным сродством. Например, в ряду NH₃  -  H₂O  -  HF наблюдается уменьшение протонного сродства. С аммиаком вода выступает как кислота, а с HF  - как основание:

 

NH₃  +  H₂O  =  NH₄⁺  +  OН^-; 

HF  +  H₂O  =  H₃O⁺   +  F^-.

Если для кислот протонная трактовка совпадает с обычной и лишь распространяет ее и на неводные растворы, то для оснований она различна. Так, КОН считается основанием не из-за способности отщеплять гидроксид-ион, а потому, что ОН^- способен присоединять протон с образованием Н₂О. Следовательно, основанием является не КОН в целом, а именно ОН^-.

Для воды имеет место равновесие H₂O  ↔ Н⁺  +  ОН^- . Всякое изменение концентрации одного из этих ионов должно сопровождаться эквивалентным изменением концентрации другого. Поэтому для водных растворов оба подхода практически приводят к одним и тем же результатам.

Амфотерный электролит по протонной теории тот, который может быть донором и акцептором протонов:

 

[Zn(OH)₂(H₂O)₂]   +   2H₂O  ↔  [Zn(OH)₄]^2-   +   2H₃O⁺,

       кислота            основание    основание        кислота

 

[Zn(OH)₂(H₂O)₂]   +   2H₂O  ↔  [Zn(H₂О)₄]²⁺   +   2ОН^-.

     основание            кислота        кислота          основание 

 

Состояние равновесия можно выразить следующим образом:

                                   ОН^-                                                ОН^-

[Zn(H₂О)₄]²⁺                                      [Zn(OH)₂(H₂O)₂]                      [Zn(OH)₄]^2-.

                                  Н₃О⁺                                                    Н₃О⁺ 

 

В кислой среде равновесие смещается влево, в щелочной – вправо.

В растворах электролитов реагируют ионы растворенных веществ. Реакции между ними протекают в тех случаях, когда в результате их взаимодействия образуются малорастворимые соединения (осадки), малодиссоциирующие вещества, газы, комплексные соединения. Сущность протекающих процессов полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения, газы записывают в молекулярном виде, находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов. Например, образование осадка:

 

BaCl₂  +  K₂CrO₄  →  BaCrO₄¯  +  2KCl;

Ba²⁺  +  CrO₄^2-  →  BaCrO₄.

Растворимость малорастворимых солей характеризуют при помощи произведения растворимости (ПР). ПР формулируется следующим образом: для насыщенного раствора труднорастворимого электролита произведение концентрации его ионов, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов, при данной температуре есть величина постоянная.

 

ПРBaCrO₄  =  [Ba²⁺] * [CrO₄^2-]  =  1,6*10^-12.

Для труднорастворимого осадка:

A_nB_m  ↔ _nA^m+  +  _mB^n-,

 

ПРA_nB_m  =  [A^m+]ⁿ * [B^n-]^m   или

 

ПРA_nB_m  =  Сⁿ_A^{m+  *}  С^m_B^n-.

Чем меньше величина ПР, тем менее растворимо вещество.

Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих соединений:

 

2СН₃СООNа  +  H₂SO₄  ↔  2СН₃СООН  +  Nа₂SO₄;

СН₃СОО^-  +  Н⁺  ↔  2СН₃СООН.

 

Слабые электролиты характеризуются степенью диссоциации α и константой диссоциации К_дис.

 

_.

Константа равновесия, характеризующая диссоциацию слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для водного раствора НСN устанавливается равновесие

НСN  ↔    Н⁺   +   СN^-,

константа которого связана с концентрацией продуктов распада (диссоциации) и недиссоциированных молекул отношением

                                                              

                                                                  [Н⁺] * [СN^-]

                                           К_дис.НСN   =                             ,

                                                                      [НСN]

 

                                                                  [Н⁺] * [НСО₃^-]

Н₂СО₃  ↔  Н⁺  +  НСО₃^-;             К₁  =          [Н₂СО₃]         = 4*10^-7;

 

 

                                                                 [Н⁺] * [СО₃^2-]

НСО₃^-  ↔  Н⁺  +  СО₃^2-;             К₂  =         [НСО₃^-]            = 5*10^-11.

 

Вода, являясь слабым электролитом, характеризуется константой ионного произведения воды:

Кн₂о  =  [Н⁺] * [ОН^-] =1*10^-14.

В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования менее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например,

СН₃СООН  +  NаОН  →  СН₃СООNа  +  H₂O,

СН₃СООН  +  ОН^-  →  СН₃СОО^-  +  H₂O.

В данном случае равновесие реакции будет смещено в сторону образования воды, константа диссоциации которой 1,8*10^-16 значительно меньше константы диссоциации СН₃СООН (1,8*10^-5).

 

Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного иона:

CuSO₄  +  4NH₄OH  ↔  [Cu(NH₃)₄]²⁺  +  4H₂O  +  SO₄^2-;

                         Cu²⁺  +  4NH₃  ↔  [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Прочность комплексных ионов характеризуется константой нестойкости. Чем прочнее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости. Например,

 

                                                          [Cu²⁺] * [NH₃]⁴

                                           К_нест.  =                                  = 2,1*10^-13.

                                                          [[Cu(NH₃)₄]²⁺]

Реакции идущие с образованием труднорастворимого соединения

Ход работы.

В три пробирки внести по 2 – 3 капли растворов: в первую – хлорида железа (III), во вторую – силиката натрия, в третью – хлорида бария. Добавьте в них по такому же количеству растворов: в первую – гидроксида натрия, во вторую – соляной кислоты, в третью – разбавленной серной кислоты.

Объясните наблюдаемые явления, пользуясь таблицей произведения растворимости. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 

Зависимость растворимости осадков труднорастворимых веществ

от величины их произведения растворимости

1.      В одну пробирку внести 2 капли растворов сульфата железа (II), в другую – 2 капли раствора сульфата меди. В каждую пробирку добавьте по 2 – 3 капли раствора сульфида аммония или сероводородной кислоты. Наблюдайте выпадение осадков.

Раствор с осадков слейте и добавьте по 6 – 7 капель 2 н раствора соляной кислоты. Какой из сульфидов растворяется? Объясните различие в растворимости осадков, пользуясь значениями произведения растворимости. Напишите ионные уравнения реакций.

2.      Внесите в пробирку 2 капли раствора нитрата или ацетата свинца и 3 капли раствора сульфата натрия. Какое вещество выпалов осадок? Напишите уравнение реакции.

Жидкую фазу слейте с осадка и к последнему добавьте 4 – 5 капель сульфида аммония, перемешайте содержимое пробирки. Как изменился цвет осадка? Какое вещество образовалось? Выпишите из таблицы величины произведения растворимости полученных труднорастворимых солей и объясните переход одного осадка в другой.

3.      Получите хлорид свинца взаимодействием 4 капель нитрата свинца и 7 капель хлорида натрия. Раствор над осадком взять пипеткой и внести по 3 капли в две пробирки. В одну добавьте 2 – 3 капли хлорида натрия, в другую – такой же объем йодида калия. Какая соль выпала в осадок? Написать ионные уравнения реакций. На основании опыта сделать заключение о сравнительной величине произведения растворимости полученных солей. Проверить вывод по табличным данным.

 

Реакции, идущие с образованием слабых электролитов

 

1.                 В одну пробирку внесите несколько кристалликов ацетата натрия, в другую – 4 капли хлорида аммония. Добавьте в первую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1), перемешайте раствор и слегка подогрейте. Определите по запаху какое вещество образовалось. Во вторую пробирку добавьте 3 – 4 капли концентрированного раствора щелочи. Определите по запаху выделение аммиака. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

2.                 Возьмите в две пробирки по 4 – 5 капель 2 н раствора щелочи (КОН или NаОН) и добавьте по 1 капле фенолфталеина. Почему изменился цвет растворов? В одну пробирку добавьте по каплям 2 н раствор соляной или серной кислоты, во вторую – 2 н уксусной кислоты до обесцвечивания растворов.

Чем объяснить исчезновение гидроксид-ионов при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание растворов наступило быстрее? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций нейтрализации щелочи кислотами. Почему равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при наличии в левой части равенства малодиссоциируемых молекул уксусной кислоты?

 

Реакции, идущие с образованием газа

Поместите в две пробирки по 5 – 6 капель карбоната натрия. В одну пробирку внесите 4 – 5 капель хлорида кальция. Какое вещество выпало в осадок? Напишите ионное уравнение реакции.

Во вторую пробирку внесите несколько капель 2 н соляной кислоты и наблюдайте выделение газа. Нагрейте содержимое пробирки до прекращения выделения газа и внесите 4 – 5 капель хлорида кальция. Почему в этом случае не образуется осадок карбоната кальция? Напишите ионное уравнение реакции взаимодействия соды с соляной кислотой.

 

Реакции, идущие с образованием комплексного иона

В пробирку с 3 каплями сульфата никеля (II) добавьте раствор гидроксида натрия до образования осадка. Раствор слейте и внесите 25% раствор аммиака до растворения осадка гидроксида никеля (II) вследствие образования комплексного основания. Сравните окраску ионов Ni²⁺ с окраской полученного раствора. Присутствие каких ионов сообщает окраску раствору?

Напишите уравнение реакции получения комплексного соединения и его координационную формулу, учитывая, что координационное число никеля равно 6. Какое основание является более сильным электролитом: гидроксид никеля (II) или соответствующее комплексное основание?

 

Упражнения и задачи

1.                Написать уравнения электролитической диссоциации следующих веществ и показать, в каких случаях диссоциация идет ступенчато:

КОН, FeCl₃, H₃PO₄, Ba(OH)₂, Zn(NO₃)₂, H₂SO₄.

2.                Написать уравнения последовательных стадий электролитической диссоциации сероводородной и угольной кислот и выразить в общем виде их константы диссоциации.

3.                Выразить молекулярными уравнениями реакции:

Fe³⁺   +   3OH^-   ®   Fe(OH)₃,

Ba²⁺   +   SO₄^2-   ®   BaSO₄,

H⁺   +   OH^-   ®   H₂O,

SO₃^2-   +   2H⁺   ®   SO₂   +   H₂O,

Cu²⁺   +   4NH₃   ®   [Cu(NH₃)₄]²⁺.

4.                Написать в молекулярной форме уравнения реакций:

NiCl₂   +   H₂S   ®   ;

Fe(OH)₃   +   H₂SO₄   ®   ;

CuSO₄   +   NaOH   ®   ;

H₃PO₄   +   Ba(OH)₂   ®   ;

5.                Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования нерастворимых, малодиссоциированных и летучих соединений: Ni(OH)₂, Fe₂S₃, BaCrO₄, CaF₂, H₂S, CH₃COOH, PbI₂, CO₂, HCN, NH₄OH.

6.                Сколько граммов BaSO₄ содержится в 2 л его насыщенного раствора при 25°С?

7.                Вычислить произведение растворимости хлорида серебра, если в 500 мл насыщенного раствора содержится 0,94*10^-3 г соли.

8.                Почему при добавлении к насыщенному раствору сульфата бария гипсовой воды (насыщенный раствор CaSO₄) наблюдается выделение осадка?

9.                В 1 мл насыщенного раствора карбоната серебра содержится 0,032 г Ag₂CO₃. вычислите ПРAg₂CO₃.

10.            Вычислите растворимость PbI₂ в молях и граммах на 1 л раствора. ПРPbI₂ = 8*10^-9.

11.            ПРZnS = 1*10^-26, ПРMnS = 2,5*10^-10, ПРCuS = 6*10^-36. При растворении какой из указанных солей создается в растворе большая концентрация S^2- - ионов?

12.            Добавлением какого электролита достигается наибольшая полнота осаждения иона Ba²⁺: а) NaOH; б) KCl; в) Na₂SO₄; г) K₂CrO₄; д) K₂CO₃; е) (NH₄)₂C₂O₄?

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная работа № 4

 

Гидролиз солей

Цель: закрепить теоретические знания гидролиза солей, научиться определять рН раствора гидролизующейся соли, протекание необратимого гидролиза. Изучить факторы, влияющие на гидролиз.

 

Сведения из теории

Растворение многих веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Процесс взаимодействия солей с водой, приводящий к образованию слабых электролитов, называется гидролизом.

Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза - h и константой гидролиза - К_г.

_{h =}     ^{количество молекул, подвергшихся гидролизу}

         общее количество молекул соли в растворе

K_г определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли. Константа и степень гидролиза связаны уравнением:

_{Кг =}   h²С      ,

 1 – h

где С – концентрация соли, моль/л.

при h<<<I ею можно пренебречь, тогда уравнение принимает вид:

К_г = h²•C, или h = К_г/С.

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация, т.е. при разбавлении гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает. Повышение температуры ведет к усилению гидролиза (увеличивается степень диссоциации воды), понижение – к его ослаблению. Значит, чтобы гидролиз протекал менее интенсивно, работать следует с крепкими растворами и при пониженной температуре. Полезно также добавить к раствору избыток одного из образующихся при гидролизе продуктов (кислоты или щелочи).

         Рассмотрим отдельные возможные случаи гидролиза солей.

 

I. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

 

Гидролиз таких солей обусловлен связыванием гидроксид-ионов воды в слабый электролит и накоплением в растворе ионов Н⁺. Реакция раствора становится кислой (рН<7).

 

NH₄CI  +  H₂O           NН₄ОН  +  HCI;

 

NН₄⁺  +  H₂O             NН₄ОН  +  Н⁺         (рН<7).

 

_{Кг =}            КН₂О         ₌   1·10^-14    ₌ 5,6·10^-10

  Кдис. NH₄OH       1,8·10^-5

При концентрации соли NH₄Cl, равной 0,01М, определим h и рН.

 

_{h =}  К_{г  =}   5,6·10^-10  ₌ 2,38·10^-4 или 0,0238%;

   С          0,01

[H⁺]  =  h·c  =  2,38·10^-4·0,01  =  2,38·10^-6 моль/л;

рН  =  -Ig[H⁺]  =  -Ig[2,38·10^-6]  =  5,62.

Если соль образована многозарядным катионом, гидролиз протекает ступенчато с образованием основных солей. Например, гидролиз хлорида кадмия CdCl₂. первая ступень:

 

CdCl₂  +  H₂O             CdOHCl  +  HCl;

 

Cd²⁺  +  H₂O             (CdOH)⁺  +  H⁺            (PH<7).

 

Вторая ступень:

CdOHCl  +  H₂O             Cd(OH)₂  +  HCl;

 

(CdOH)⁺  +  H₂O            Cd(OH)₂  +  H⁺       (pH<7).

 

Гидролиз солей по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по каждой следующей. В некоторых случаях при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, получаются оксосоли. Например, гидролиз BiCl₃ протекает по реакции:

 

BiCl₃  +  Н₂О           BiOCl  +  2HCl.

 

 

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

 

гидролиз таких солей обусловлен связыванием ионов водорода в слабый электролит и накоплением в растворе гидроксид-ионов, обеспечивающих щелочную реакцию раствора (рН>7). Например,

 

KCN  +  H₂O          KOH  +  HCN;

CN^-  +  H₂O          HCN  +  OH^-             (pH>7).

 

                                      К_{г  =}     КН₂О       ₌    1·10^-14     ₌  1,3·10^-5 .

                                                 Кдис. НСN        7,9·10^-10

 

Вычислим h и pН 0,01М раствора KCN.

 

_{h =}  К_{г  =}  1,3·10^-5  ₌  3,6·10^-2, или 3,6%.

  С_м         0,01

[OH]^-  =  h·С  =  3,6·10^-2·0,01  =  3,6·10^-4

рОН  =  -Ig[OH^-]  =  -Ig[3,6·10^-4]  =  3,44;

рН  +  рОН  =  14;

рН  =  14 – рОН  =  14 – 3,44  =  10,56.

Если соль образована сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролиз протекает ступенчато с образованием кислых солей. Например, первая ступень:

Na₂SO₃  +  H₂O           NaHSO₃  +  NaOH;

 

SO₃^2-  +  H₂O            HSO₃^-  +  OH^-        (pH>7).

 

Кг_{1  =}  КН₂О  ₌  1·10^-14  ₌  1,6·10^-7 .

 Кдис.2    6,3·10^-8

 

Вторая ступень:

NaHSO₃  +  H₂O            H₂SO₃  +  NaOH;

 

  HSO₃^-  +  H₂O           H₂SO₃  +  OH^-          (pH>7).

 

Кг_{2  =}  КН₂О  ₌  1·10^-14  ₌  6,3·10^-13 .

 Кдис.1    1,6·10^-2

 

Обычно гидролиз до образования свободного основания или кислоты не идет (первый случай) из-за накопления в растворе соответственно ионов Н⁺ или ОН^-, т.е. более интенсивно гидролиз протекает по первой ступени.

 

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

 

такие соли сильнее подвергаются гидролизу, так как их ионы одновременно связывают ионы Н⁺ и ОН^- воды, сдвигая равновесие ее диссоциации. Например, гидролиз NH₄CN.

 

NH₄CN  +  H₂O           NH₄OH  +  HCN;

 

NH₄⁺  +  H₂O            NH₄OH  +  H⁺,

 

CN^-  +  H₂O           HCN  +  OH^-.

 

Ионы H+ и ОН- соединяются и образуют воду. Это приводит к смещению равновесия вправо. Реакция раствора зависит в этом случае от относительной силы образующихся в результате гидролиза основания и кислоты. Растворы солей этого типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию среды. В нашем примере К_дис.NH4OH = 1,8·10-5, а К_дис.HCN = 7,9·10^-10, т.е. реакция раствора будет слабощелочная.

Соли, образованные очень слабой кислотой и очень слабым основанием, гидролизуются необратимо. Например,

Al₂S₃   +    6Н₂O   =    2Al(OH)₃   +   3H₂S    .

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой не образуются слабые электролиты. К таким солям можно отнести NаС1, ВаС1₂, Na₂SO₄, KNO₃ и т.д.

 

Определение рН растворов солей

 

Ход работы.

В шесть пробирок последовательно внести по одному микрошпателю следующих солей: хлорида алюминия, карбоната натрия, ацетата натрия, ацетата аммония, карбоната аммония и хлорида натрия. Туда же добавить по 8-10 капель дистиллированной воды и размешать стеклянной палочкой. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН приготовленных растворов.

Полученные результаты представьте в виде таблицы:

 

 

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза взятых солей. В каком случае гидролиз протекает ступенчато? Сделать общие выводы о реакции среды в растворах солей, образованных:

а)  слабым основанием и сильной кислотой;

б)  слабой кислотой и сильным основанием;

в)  слабой кислотой и слабым основанием;

г)  сильной кислотой и сильным основанием.

 

2. Исследование продуктов гидролиза

 

ход работы.

В пробирку внести 5-6 капель хлорида железа (III) и испытать его действие на универсальную лакмусовую бумажку (определить рН). Написать уравнение реакции гидролиза соли по первой ступени.

В раствор соли FeCl₃ добавить немного порошка магния. Наблюдается выделение пузырьков газа. Какой газ выделяется и почему? Дайте объяснения и напишите уравнение реакции.

 

3. Полный (необратимый) гидролиз

 

Ход работы.

В две пробирки внести по 6-7 капель раствора хлорида алюминия. В одну из пробирок внесите такой же объем сульфида аммония, в другую – карбоната натрия. Отметьте выделение сероводорода из первой пробирки (по запаху или почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором ацетата свинца) и появление пузырьков диоксида углерода во второй. В обоих случаях в осадок выделился гидроксид алюминия. Докажите опытным путем, что осадком является Al(OH)₃ (амфотерные свойства).

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Почему не образовалось сульфида и карбоната алюминия?

 

4. Факторы, влияющие на степень гидролиза

 

Ход работы.

а) Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень гидролиза

в две пробирки до 2/3 объема налить дистиллированной воды. В одну из них внести один микрошпатель кристаллов сульфита натрия, в другую – столько же карбоната натрия. Содержимое пробирок перемешать и в каждую добавить по одной капле фенолфталеина. В растворе какой соли окраска индикатора интенсивнее? Почему? Написать ионные уравнения гидролиза обеих солей по первой ступени.

б) Влияние температуры на степень гидролиза

В пробирку внести два микрошпателя ацетата натрия и 7 капель дистиллированной воды. К полученному раствору добавить 1 каплю фенолфталеина, перемешать раствор и нагреть на кипящей водяной бане.

Изменилась ли интенсивность окраски индикатора в нагретом растворе соли по сравнению с первоначальной? Охладить пробирку в холодной воде. Написать уравнение реакции гидролиза ацетата натрия. Сделать вывод об изменении концентрации ионов ОН^- в растворе на основании изменения окраски индикатора.

в) Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли, обратимость гидролиза

В пробирку внести 3 капли раствора хлорида сурьмы (III) и по каплям добавлять дистиллированную воду до выпадения осадка хлорида оксосурьмы SbOCl, образующегося на второй ступени гидролиза из Sb(OH)₂Cl.

Написать ионные и молекулярные уравнения первой и второй ступеней гидролиза SbCl₃.

К раствору с осадком SbOСl прибавить соляную кислоту до растворения осадка, а затем вновь добавить воду. Дать объяснения наблюдаемым явлениям. Написать уравнение реакции растворения SbOCl.

 

Упражнения и задачи

1.     Какие из указанных ниже солей подвергаются гидролизу и какая форма гидролиза (простая, ступенчатая, полная) будет иметь место в каждом отдельном случае:

a) KCl; б) K₃PO₄; в) KclO₄; г) Al₂S₃; д) CuSO₄; е) Al(NO₃)₃.

2.     Какую реакцию растворов должны показывать водные растворы нитрата аммония, нитрата калия, цианида калия, ацетата аммония, сульфата аммония? Указать причину наблюдаемого явления и написать соответствующие ионные уравнения реакций.

3.     При смешении растворов СrСl₃ и Na₂CO₃ образуется осадок Сr(ОН)₃. Объясните причину и напишите уравнения реакций в молекулярном и молекулярно-ионном виде.

4.     Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из молекулярно-ионных:

а) Fe³⁺  +  2H₂O          Fe(OH)₂⁺  +  2H⁺;

б) S^2-  +  H₂O         OH^-  +  HS^-;

в) CO₃^2-  +  H₂O          HCO₃^-  +  OH^-;

г) CN^-  +  H₂O           HCN  +  OH^-.

5.     Найти концентрацию ионов Н⁺ и ОН^- и указать реакцию раствора при рН=2 и рН=11.

6.                Концентрация ионов водорода в растворе равна 6,3·10^-5 моль/л. Определить рН и рОН раствора.

7.     какова концентрация ионов водорода в растворе, рН которого 5,2?

8.     вычислить К_г, h и рН при комнатной температуре в растворах солей, подвергающихся гидролизу по катиону одноосновного основания:

а) в 0,1М растворе хлорида аммония;

б) в 0,01М растворе хлорида аммония;

в) в 0,1М растворе нитрата аммония.

9.     вычислить К_г, h и рН при комнатной температуре в растворах солей, гидролизующихся по аниону слабой одноосновной кислоты:

а) 0,01М СН₃СООNa;

б) 0,1М KCN;

в) 0,1М NaClO.

10. По величине рН вычислить молярную концентрацию, К_г, h соли в следующих растворах:

а) NH₄Cl, если рН=5,62;

б) NH₄NO₃, если рН=6,12;

в) КCN, если рН=11,57.

 

 

Лабораторная работа № 5

 

Окислительно-восстановительные реакции

Цель: закрепить теоретические знания о типах окислительно-восстановительных реакций, определении окислителя, восстановителя, знать и уметь определять электродный потенциал, ЭДС.

 

Сведения из теории

Различают химические реакции с изменением и без изменения степеней окисления элементов. Такое подразделение условно, так как неизменность степени окисления элементов в результате химических реакций не означает отсутствия перестройки электронных структур взаимодействующих частиц. Здесь обязательно наблюдается изменение характера межмолекулярных, межатомных и межионных связей, а значит и эффективных зарядов атомов.

При окислительно-восстановительных реакциях происходит изменение степени окисления элементов. Последнее обусловлено оттягиванием или перемещением электронов. Поэтому окислительно-восстановительным реакциям можно дать следующее определение: это реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, ионов или молекул к другим. Например, вытеснении из раствора медного купороса элементарной меди железом:

CuSO₄   +   Fe   =   Cu   +   FeSO₄,

электроны от атома железа переходят к ионам меди:

Cu²⁺   +   Fe⁰   =   Cu0   +   Fe²⁺,

NH₄^-3NO₃⁺⁵   =   N⁺₂O   +   Н₂О.

Окислением называется процесс отдачи электронов. Вещество, отдающее электроны, называется восстановителем. В результате отдачи электронов восстановитель окисляется:

Fe⁰   -   2ē   →   Fe²⁺,

N^3-   -   4ē   →   N⁺.

 

Восстановлением называется процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления. Вещество, присоединяющее электроны, называется окислителем. В результате присоединения электронов окислитель восстанавливается:

 

Cu²⁺   +   2ē   →   Cu⁰,

N⁵⁺   +   4ē   →   N⁺.

 

Любая окислительно-восстановительная реакция является результатом одновременно протекающих процесса окисления и процесса восстановления, которые в химических реакциях не могут существовать один без другого.

 

KI   +   2FeCl₃   →   I₂   +   2FeCl₂   +   2KCl

Fe³⁺   +   1ē   →   Fe²⁺               2

2I^-   -   2ē   →   I₂⁰                 1

 

Восстановитель:    2I^-   -   2ē   →   I₂⁰            (процесс окисления)

Окислитель:           Fe³⁺   +   1ē   →   Fe²⁺      (процесс восстановления)

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования).

В молекулярных окислительно-восстановительных реакциях происходит изменение степеней окисления элементов разных молекул:

2K₂MnO₄   +   Cl₂   →   2KMnO₄   +   2KCl.

При внутримолекулярном окислении – восстановлении происходит изменение степеней окисления разных элементов одной и той же молекулы:

2K⁺Cl⁵⁺O₃^2-   →   2KCl^-   +   3O₂⁰.

В реакциях самоокисления – самовосстановления степень окисления одного и того же элемента и понижается, и повышается:

2Cl₂⁰   +   6NaOH   →   5NaCl^-   +   NaCl⁵⁺O₃   +   3H₂O.

В написанной реакции хлор является и окислителем, и восстановителем. Для составления уравнений окислительно – восстановительных реакций, протекающих в растворах между ионами и молекулами реагентов, используются два метода: электронного баланса и электронно-ионных уравнений.

Сущность метода электронно-ионных уравнений состоит в уравнивании числа всех атомов до и после реакции наряду с уравниванием общего заряда частиц путем добавления или вычитания необходимого числа электронов. При этом в электронно-ионных уравнениях, как и в реакциях обмена, малорастворимые, летучие и слабодиссоциирующие вещества представляются в их молекулярных формах.

Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходит по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах.

В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул Н₂О, в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов. Например:

 

MnO₂   +   4H⁺   +   2ē   →    Mn²⁺   +   2H₂O (кислая среда);

NO₃^-   +   2H₂O   +   3ē   →   NO   +   4OH^- (нейтральная или

                                                                          щелочная среда).

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды. Например:

SO₃^2-   +   2OH^-   →   SO₄^2-   +   H₂O   +   2ē (щелочная среда);

I₂  +  6H₂O  →  2IO₃^-  +  12H⁺  +  10ē (нейтральная или кислая среда).

Уравнения окислительно-восстановительных реакций по электронно-ионному методу составляются следующим образом:

1.   Написать схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления, найти окислитель и восстановитель.

2.   Написать схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

3.   Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций, помня, что в водных растворах могут участвовать молекулы Н₂О, ионы Н⁺ и ОН^-.

4.   Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции.

5.   Подобрать множители (коэффициенты) для полуреакций. При этом число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем.

6.   Сложить уравнения полуреакций с учетом коэффициентов.

7.   Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Составим уравнение реакции между бихроматом калия и йодидом калия в кислой среде.

1.     K₂Cr⁺⁶₂O₇   +   KI^-   +   H₂SO₄   ®   Cr⁺³₂(SO₄)₃   +   K₂SO₄   +   I₂⁰   +   H₂O;

2.     Cr₂O₇^2-   +   I^-   +   H⁺   ®   2Cr³⁺   +   I₂⁰;

3.     Cr₂O₇^2-   +   14H⁺   +   6ē   ®   2Cr³⁺   +   7H₂O     1

4.     2 I^-   +   2ē   ®   I₂⁰                                                   3

5.     Cr₂O₇^2-   +   6I^-   +   14H⁺   ®   2Cr³⁺   +   3I₂⁰   +   7H₂O;

2K⁺   +   6K⁺   +7SO₄^2-   =   3SO₄^2-   +   4K₂SO₄

K₂Cr₂O₇   +   6KI   7H₂SO₄   =   Cr₂(SO₄)₃   +   3I₂   +   4K₂SO₄   +   7H₂O.

Рассмотрим уравнение реакции MnO₂ с O₂ в щелочной среде.

1.                 Mn⁴⁺O₂   +   O₂⁰   +   KOH   ®   K₂Mn⁶⁺O₄   +   H₂O^2-;

2.                 MnO₂   +O₂   +   OH^-   ®   MnO₄^2-   +   H₂O;

3.                 MnO₂   +   4OH^-   -   2ē   ®   MnO₄^2-   +   2H₂O    2

4.                 2O⁰   +   4H⁺   +   4ē   ®   2H₂O                             1

5.                 2MnO₂   +8OH^-   +   O₂   +   4H⁺   ®   2MnO₄^2-   +   4H₂O   +   2H₂O;

2MnO2   +   4H₂O   -   4 OH^-   +   O₂   ®   2MnO₄^2-   +   4H₂O   +   2H₂O;

                                                                 4K⁺           4K⁺

2MnO₂   +   O₂    +   4KOH   =   2K₂MnO₄   +   2H₂O.

 

Для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, пользуются величинами электродных или окислительно-восстановительных потенциалов.

Чем больше алгебраическая величина электродного потенциала, тем активнее данная частица как окислитель, и наоборот.

Пользуясь таблицей нормальных окислительно-восстановительных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления и направленность окислительно-восстановительных реакций. Процесс может протекать в выбранном направлении при условии, если разность потенциалов имеет положительное значение, а следовательно, и э.д.с. системы величина положительная, т. е. > 0.

Например, перманганат калия КмnO₄ можно получить окислением манганата калия бромом:

2К₂мnO₄ + Вr₂ = 2КмnO₄ + КВr

Можно ли вместо брома использовать хлор или йод?

По таблице нормальных окислительно-восстановительных потенциалов находим электродные потенциалы пар:

Е_{о мnO4}^– _{/ мnO4}^2–  = 0,56 В;                  Е_{о 2Cl}^– _{/ Cl2}  = 1,36 В ;

Е_{о 2Вr}^– _{/ Вr2} = 1,08 В                            Е_{о 2I}^– _{/ I2} = 0,53 В

Вычисляем э.д.с. = Е_{окис-ля} – Е_вос-ля

1)    Э.Д.С. = 1,08 – (+0,56) = 0,52 (В);

2)    Э.Д.С. = 1,36 – (+0,56) = 0,80 (В);

3)    Э.Д.С. = 0,53 – (+0,56) = –0,03 (В).

Значит, в качестве окислителя можно использовать хлор, но нельзя – йод.

При решении вопроса о направленности окислительно-восстановительных реакций следует помнить:

1. Окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования менее активных веществ из более активных.

2. Из всех возможных, при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь в большинстве случаев протекает та, Э.Д.С. которой наибольшая.

 

 

 

1.     Внутримолекулярное окисление-восстановление

Ход работы.

Фарфоровую чашечку поставить в кольцо штатива и внести 3-4 микрошпателя кристаллического бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇. На спиртовке осторожно до начала реакции нагреть содержимое чашечки и наблюдать разложение соли. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктами ее являются азот, вода и оксид хрома (III) - вещество зеленого цвета. Что является окислителем, восстановителем? Как изменилась их степень окисления? Будет ли эта реакция обратимой?

 

2. Реакция самоокисления-самовосстановления сульфита натрия

В две сухих пробирки поместить по 2-3 кристаллика сульфита натрия. Одну пробирку укрепить в штативе и нагревать в течение 5-7 мин. Дать охладиться. В обе пробирки внести по 5 капель дистиллированной воды, размешать до полного растворения солей. В одну пробирку добавить 2-3 капли раствора сульфата меди (II), а во вторую – хлорид бария, отметить образование осадков и их цвет. Черный осадок является сульфидом меди (II), белый – сульфатом бария.

Написать уравнение реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что продуктами прокаливания будет сульфид и сульфат натрия. Как изменяется степень окисления серы в данной реакции?

 

3. Межмолекулярное окисление-восстановление.
Окислительные и восстановительные свойства свободных галогенов

а) В две пробирки внести по 3 капли йодной воды. В одну из них добавить несколько капель хлорной воды, в другую - сероводородной воды. Встряхиванием перемешать содержимое пробирок. Происходит ли изменение окраски растворов в обеих пробирках?

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что в одном случае образуется соляная и йодноватая (НIO₃) кислоты, в другом –иодоводородная и серная. Доказать наличие сульфат-ионов хлоридом бария. Восстановителем или окислителем являются в этих реакциях йод и хлор?

б) В пробирку внести 3 капли сульфата железа (II) и туда же добавить равный объем хлорной воды, содержимое пробирок перемешать. На полученный раствор содействовать 2 каплями роданида калия или аммония (KSCN или NH₄SCN). О чем свидетельствует появление интенсивно разовой или кроваво-красной окраски раствора?

Написать уравнение реакции, указать окислитель и восстановитель.

в) В пробирку с 3-4 каплями сульфата хрома (III) внести избыток гидроксида калия (до растворения осадка гидроксида хрома (III)) и добавить хлорной воды до образования желтой окраски раствора. Написать уравнения реакции, имея в виду, что образуются хромат-ионы СrO₄^2–.

 

4. Восстановительные свойства галогенид-ионов

В две пробирки внести по 3 капли йодида калия. В одну из пробирок добавить равный объем FeCI₃, в другую - хлорной воды. Чем объяснить появление окраски растворов в пробирках?

Написать уравнения реакций. Окислителем или восстановителем выступают йодид-ионы в этих реакциях? Написать электронные формулы атомов I, S, N в отрицательных степенях окисления. Могут ли они быть окислителями в химических реакциях?

 

5. Восстановительные свойства атомарного водорода

В пробирку внести 4 капли разбавленного раствора перманганата калия, такой же объем 2 н. серной кислоты и опустить кусочек цинка. Объясните изменение окраски раствора. Напишите уравнение реакции восстановления КМnO₄ атомарным водородом в сернокислой среде.

 

6. Влияние реакции среды на протекание окислительно-восстановительных процессов

В три пробирки внести по 4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислота, во вторую - такой же объем воды, в третью - 2 капли 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки внести по I микрошпателю кристаллического сульфита калия или нитрита натрия и содержимое пробирок перемешать до растворения соли. Наблюдать за изменением окраски растворов.

Написать уравнения реакций восстановления КМnО₄ в кислой, щелочной и нейтральной средах. Учесть, что соединения марганца в различных степенях окисления имеют характерную окраску: ион МnO₄^– - фиолетовую; МnO₄^2– - зеленую; Мn²⁺ - бледно-розовую, а при малой концентрации практически бесцветен. Диоксид марганца является труднорастворимым веществом бурого цвета. До какой степени окисления восстанавливается марганец в KМnO₄ при pн < 7, рН = 7, рН > 7?

 

Упражнения

1. Указать, какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:

H₂O₄ + 2К0Н = K₂SO₄ + 2Н₂O;

4Мg + 9HN0₃ → 4Mg(NO₃)₂ + NН₃ + 3H₂O;

CaCI₂ + Na₂CO₃ = 2NаС1 + CaCO₃;

2C + O₂ = 2CO;

Zn + 2HCI → 2ZnCI₂ + H₂;

Fe₂O₃ + CO → 2FeO + CO₂;

2Na₂SO₄ + 2SiO₂ + С → Na₂SiO₃ + 2SO₂

Ответ мотивировать и указать в окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитесь.

2. Указать, какие из ионов и атомов могут быть только восстановителями или только окислителями, или как восстановителями, так и окислителями: Na, Zn, I^–, S⁶⁺, N^3–, S⁴⁺, S^2–, MnO₄^–, NO₃^–, Sn⁴⁺.

3. Окисление или восстановление происходит при переходах:

2Cl^– → Cl₂; Cl^– →  ClO₄^–; FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃; NH₃ → NO; Fe₂O₃ → Fe?

4. Указать окислитель и восстановитель и подобрать коэффициенты в уравнениях реакций:

AgNO₃ → Аg + NO₂ + O₂ ;

NH₄NO₂→ N₂ + H ₂O;

NН₄NO₃ → N₂O + Н₂O;

H₂O → Н₂ + O₂ ;

Pb(NO₃)₂ → PbO + NO₂ + O₂;

I₂ + Ва(OН)₂ → Ва(IO₃)₂ + ВаI₂ + Н₂O;

Р + Н₂O → Н₃РO₄ + РН₃;

KВrO → KBrO₃ + KBr.

5. Напишите реакции взаимодействия между:

а) нитратом марганца (II) и диоксидом свинца в присутствии азотной кислоты, при этом марганец окисляется до марганцевой кислоты,

б) иодоводородом и азотистой кислотой, при этом азотистая кислота восстанавливается до оксида азота (II).

6. По приведенным ниже электронно-ионным схемам составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций (в молекулярном виде):

a) Cr₂O₇^2– + 6ē + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O;

3S^2–  –  6ē    =     3S⁰ ;

б) O₂° + 4ē + 2Н₂O = 4OН^–;

    2Fe – 4ē = 2Fe²⁺;

в) 3Сu^o – 6ē = 3Сu²⁺;

    2NO₃^– + 6ē + 8Н⁺ = 2NO + 4Н₂O.

7. Подобрать коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях:

КСlO₃ + I₂ + Н₂O = HIO₃ + KCI;

Ag + H₂SO₄ = SO₂ + Аg₂SO₄ + H₂O

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O = H₃AsO₄ + NO;

KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ = I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

Bi₂O₃ + Cl₂ + KOH = KCl + KBiO₃ + H₂O

Co(OH)₂ + Cl₂ = Co(ClO)₂ + CoCl₂ + H₂O

8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать К₂Сr₂O₇, в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F^– – 2ē → F₂,           Е^o 2F^– / F₂ = 2,85 В;

б) 2Вr^– – 2ē → Вr₂,        Е^o 2Br^– /Br₂ = 1,06 В;

в) 2Сl^– – 2ē → С1₂,       E° 2Cl^– / Cl₂ = 1,36 B;

_Г) 2I^– – 2ē → I₂,              E^o 2I^– / I₂ = 0,54 В.

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал Е° системы

Cr₂Q₇^2– + 14H⁺ + 6ē = 2Сr³⁺ + 7Н₂O равен 1,33 В.

9. Какой из окислителей:  PbO₂, MnO₂, K₂Cr₂O₇ является наиболее эффективным по отношению к KCl с целью получения Сl₂?

10. Могут ли одновременно находиться в растворе кислоты HI и H₂SeO₃?

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная работа № 6

 

Алюминий, железо, цинк.

Цель: изучить поведение металлов по отношению к кислотам и щелочам различной концентрации; научиться определять ионы AL³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺ в растворах.

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА

 

Опыт 1. Характерные реакции на ионы Fe²⁺ и Fe³⁺

а) Действие на соли железа (II)  гексацианоферрата (III) калия

Приготовить в пробирке раствор соли Мора и добавить 1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли К₃[Fe(CN)₆]). Отметить цвет образовавшегося осадка (турнбулева синь), указать химическое название  и формулу полученного вещества. Данная реакция является характерной на ион Fe²⁺. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.

б)  Действие на соли железа (III)  гексацианоферрата (II) калия

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида железа (III) и добавить 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли К₄[Fe(CN)₆]). Что наблюдается?

Отметить цвет образовавшегося осадка (берлинская лазурь), указать химическое название и формулу полученного вещества. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.

в)   Действие на соли железа (III) тиоцианида аммония ( или  калия)

Поместить в пробирку 5-6 капель  раствора хлорида железа (III) и добавить 1 каплю 0,01 н. раствора тиоцианида аммония (или калия). Такой же опыт проделать с раствором соли Мора. Перенести 1 каплю полученного в первой пробирке раствора в другую пробирку и добавить 8-10 капель воды.

Написать уравнение реакции с получением Fe(CSN)₃, сообщающего раствору ярко-красную окраску. Отметить, что окраска характерна только для соли железа (III). Чем объясняется ослабление окраски при разбавлении?

 

Опыт 2. Взаимодействие железа с кислотами

В три пробирки внести по 5 капель 2 н. растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. В четвертую пробирку поместить 3 капли концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку поместить немного железных опилок или кусочек железной стружки, после чего пробирку с концентрированной серной кислотой осторожно нагреть. Наблюдать происходящие процессы. Затем в каждую пробирку прибавить по 1 капле 0,01 н. раствора тиоцианида калия или аммония, которые с ионами Fe³⁺ дают характерную красную окраску соединения Fe(CSN)₃.

Убедиться в том, что в соляной и разбавленной серной кислотах образуются ионы Fe²⁺, а в азотной кислоте и концентрированной серной кислоте – ионы Fe³⁺. Наблюдать за появлением окраски следует внимательно, так как через некоторое время (1-2 минуты) в кислой среде Fe(CSN)₃ разлагается.

Написать уравнения проведенных реакций. Какие ионы являются окислителями в каждой из этих реакций? Чем объяснить, что при взаимодействии железа с серной кислотой различной концентрации образуются соли железа в различной степени окисления?

 

Опыт 3. Гидроксид железа (II)

В солях железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда присутствует железо(III). Поэтому во всех опытах по изучению свойств железа (II) следует брать наиболее устойчивую двойную кристаллическую соль Мора (NH₄)₂SO₄^.FeSO₄^.6H₂O. Для приготовления раствора в пробирку  поместить 2 микрошпателя порошка этой соли и растворить её в 4-5 каплях воды. Чем объясняется большая устойчивость в кристаллическом состоянии соли Мора по сравнению с сульфатом железа(II)? Почему раствор (NH₄)₂SO₄^.FeSO₄^.6H₂O должен быть свежеприготовленным?

В уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа (II), так как двойная соль Мора практически полностью диссоциирует  при растворении в воде  на все составляющие её ионы.

В пробирку с 3-4 каплями раствора соли Мора приливать 2 н. раствор щелочи до выпадения зеленого осадка гидроксида железа (II). Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой  и наблюдать через 1-2 минуты побурение осадка вследствие  окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III) Fe(OH)₃.

Проверить опытным путем, как взаимодействует свежеосажденный гидроксид железа (II) с 2 н. раствором соляной кислоты. Какие свойства проявляет  в этой реакции гидроксид железа (II)?

Написать уравнения реакций: а) образования гидроксида железа (II); б) окисление полученного основания в гидроксид железа (III) под действием кислорода воздуха и воды.

 

Опыт 4. Восстановительные свойства соединений железа (II)

а) Восстановление азотной кислоты

Приготовить в двух цилиндрических пробирках раствор соли Мора. В одну из них добавить 1 каплю концентрированной азотной кислоты, подогреть раствор до прекращения выделения газа и дать ему остыть. Затеи в обе пробирки добавить по 1 капле 0,01 н. раствора тиоцианида аммония. В какой пробирке наблюдается красное окрашивание раствора и почему? Написать уравнение реакции, считая, что азотная кислота восстанавливается преимущественно до NO.

б) Восстановление пероксида водорода

Приготовить в двух пробирках раствор соли Мора. В одну из них добавить 2-3 капли 2 н. раствора серной кислоты и 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Затем в обе пробирки добавить по 1 капле 0,01 н. раствора тиоцианида аммония. В какой пробирке наблюдается красное окрашивание и почему?

Проверить опытным путем, как протекает восстановление пероксида водорода солью железа (II) в щелочной среде. Отметить выпадение осадка гидроксида железа (III). Написать уравнения реакций.

в) Восстановление нитрата серебра

Приготовить в двух пробирках раствор соли Мора. В одну из них добавить 6-7 капель раствора нитрата серебра и слегка нагревать небольшим пламенем горелки, не доводя жидкость до кипения. На какой процесс указывает появление на внутренних стенках пробирки серебряного зеркала?

Охладив пробирку, добавить в неё и в контрольную пробирку по 1 капле 0,01 н. раствора тиоцианида аммония. В какой пробирке наблюдается окрашивание и почему?

Записать уравнение реакции восстановления нитрата серебра солью железа (II):

3AgNO₃  +  FeSO₄  =  3Ag  +  Fe(NO₃)₃ +  Fe₂(SO₄)₃

 

Опыт 5. Гидроксид железа (III)

В две пробирки внести по 5-6 капель раствора хлорида железа (III) и добавить по 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Что наблюдается? В одну пробирку добавить разбавленной кислоты до растворения осадка, во второй пробирке проверить растворимость осадка в щелочи.

Несмотря на отсутствие взаимодействия Fe(OН)₃ со щелочью при обычных условиях гидроксид железа (III) амфотерен. Кислотные свойства он проявляет только при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов. При этом образуются соли железистой кислоты, называемые ферритами. Водой они полностью гидролизуются.

Написать уравнения реакций:

а) взаимодействия хлорида железа (III) с раствором щелочи с образованием гидроксида железа (III) Fe(OH)₃;

б) растворение гидроксида железа (III) в кислоте;

в) образование ферритов при сплавлении, дописав следующие реакции:

Fe₂O₃  +  Na₂CO₃

Fe₂O₃  +  KOH

г) полного гидролиза феррита натрия, протекающего с образованием Fe(OH)₃;

 

Опыт 6. Окислительные свойства соединений железа  (III)

а)  Окисление иодида калия

В пробирку с 3-4 каплями раствора FeCl₃ добавить 1-2 капли раствора иодида калия. В какой цвет и почему окрашивается  раствор?  Написать уравнение реакции.

 

б)  Окисление сульфита натрия

В пробирку с 3-4 каплями раствора FeCl₃ добавить несколько кристалликов сульфита натрия. При этом вначале появляется буро-красное окрашивание вследствие  образования малоустойчивого сульфита железа (III), которое исчезает при нагревании.

Убедиться в восстановлении железа до степени окисления +2. Какой реактив для этого следует применить?

Написать уравнение реакции окисления сульфита натрия хлоридом железа (III), учитывая, что в реакции принимает участие вода.

 

Опыт 7. Гидролиз солей железа

а)  Гидролиз сульфата железа (II)

Поместить в пробирку 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и добавить 2 микрошпателя FeSO₄^.7H₂O. Размешать стеклянной палочкой. Установить по цвету лакмуса реакцию среды в полученном растворе. Написать уравнение реакции гидролиза FeSO₄ по первой ступени.

б)  Гидролиз хлорида железа (III)

Поместить в 2 пробирки по 5-6 капель  нейтрального раствора лакмуса и по 2 микрошпателя хлорида железа (III). Определить по цвету раствора реакцию среды. Одну из пробирок нагреть. Что наблюдается при нагревании?

Написать уравнение реакции гидролиза FeCl₃ на холоду и при нагревании. Как можно уменьшить степень гидролиза этой соли? Какая соль FeCl₂ или FeCl₃ в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать.

в)  Гидролиз хлорида железа (III) в присутствии соды (Nа₂СО₃).

Поместить в пробирку 3-4 капли раствора хлорида железа (III) и прибавлять по каплям раствор соды. Отметить выпадение в осадок гидроксида железа (III). Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции.

 

Опыт 8.  Действие сероводорода и сульфида аммония на соли железа (II) и железа (III)

а) Получение сульфида железа (II)

Поместить в две пробирки по 5-6 капель свежеприготовленного раствора соли Мора. В одну из них добавить 2 капли сероводородной воды, в другую – 2 капли раствора сульфида аммония. В какой пробирке выпал осадок сульфида железа (II)? Проверить растворимость выпавшего осадка в разбавленной соляной кислоте.

Объяснить почему сульфид железа (II) не выпадает в осадок при действии сероводородной воды, но выпадает при действии сульфида аммония. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций образования сульфида железа (II) и его растворения в соляной кислоте.

б) Действие сероводорода и сульфида аммония на соли железа (III)

Поместить в две пробирки по 3-4 капли раствора соли железа (III). В одну из них добавить 2 капли сероводородной воды, в другую – 2 капли раствора сульфида аммония. Одинаков ли цвет выпавших осадков?

Ответить на вопросы:

а) Почему при действии сероводорода  и сульфида аммония на соли железа (III) не выпадает осадок сульфида железа (III)?

б) Каким свойством железа (III) объясняется появление  в обеих пробирках коллоидного осадка серы?

в) Учитывая, что исходный раствор соли Fe (III) подкислен (для ослабления гидролиза), объяснить выпадение при действии сульфида аммония осадка сульфида железа (II)?

Написать уравнения всех проделанных реакций.

 

Опыт 9. Получение комплексного фосфата железа (III)

В пробирку с 3-4 каплями раствора FeCl₃ добавить 1 каплю 0,01 н. р-ра тиоцианида калия, затем 2 капли 2 н. раствора ортофосфорной кислоты. Что наблюдается? Учитывая, что устойчивый комплексный  ион [Fe(PO₄)₂]^3- бесцветен, объяснить наблюдаемое явление и написать уравнение реакции.

 

Химические свойства алюминия

 

Опыт 1. Взаимодействие алюминия с кислотами

а) Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами

В три пробирки внести по 5-8 капель 2 н. растворов кислот: соляной, серной, азотной. В каждую пробирку опустить по маленькому кусочку алюминиевой фольги. Во всех ли случаях протекает реакция на холоду? Нагреть пробирки на водяной бане. Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с разбавленной азотной кислотой? С разбавленными серной и соляной?

б) Взаимодействие алюминия с концентрированными  кислотами

Проделать опыт, аналогичный опыту 1а, заменив разбавленные кислоты концентрированными: соляной, серной, азотной. Как протекают реакции на холоду? С какой кислотой алюминий не взаимодействует? Почему? Нагреть пробирки на водяной бане. Как влияет нагревание?

Отметить наблюдаемые явления, ответить на все вопросы. Написать уравнения реакций, учитывая, что при нагревании азотная кислота восстанавливается в основном до диоксида азота, а серная кислота до диоксида серы на холоду и частично до свободной серы при нагревании. Влияет ли изменение концентрации соляной кислоты на характер её взаимодействия с алюминием?

в) Пассивация алюминия

В пробирку с раствором соляной кислоты (5-8 капель) опустить полоску алюминиевой фольги. Наблюдать выделение водорода. Вынуть алюминий из пробирки, ополоснуть водой и опустить в раствор концентрированной азотной кислоты на 2-3 минуты. Вынуть, ополоснуть водой и снова опустить в пробирку с соляной кислотой. Выделяется ли водород? Растворяется ли алюминий? Что произошло с алюминием?

 

Опыт 2. Растворение алюминия в водном растворе щелочи

 Внести в пробирку полоску алюминиевой фольги и добавить 3-4 капли воды. Нагреть пробирку на водяной бане. Наблюдается ли выделение водорода? Добавить в пробирку 5-8 капель 2 н. раствора едкого натра. Отметить интенсивное выделение водорода.

 

Опыт 3. Влияние хлорид-иона на коррозию алюминия

Ион хлора является сильным активатором коррозии. Его присутствие в растворе способствует разрушению защитной пленки оксида алюминия, вследствие чего коррозия усиливается.

В две пробирки  поместить по кусочку алюминия и добавить в одну из них 5-8 капель раствора сульфата меди, в другую – столько же раствора хлорида меди (II). Отметить различный результат в обоих случаях: в то время как в первой пробирке алюминий остается почти без изменения, во второй он быстро покрывается налетом меди.

Написать уравнение реакции.

 

Опыт 4. Взаимодействие алюминия с неметаллами

а) Взаимодействие алюминия с йодом

Опыты а и б проводить в вытяжном шкафу!

В тигелек или фарфоровую чашечку поместить по одному микрошпателю мелкорастертого йода и порошка алюминия. Тщательно перемешать стеклянной палочкой. К смеси добавить 1-2 капли дистиллированной воды. Отметить выделение паров йода.

Написать уравнение реакции. Отметить её тепловой эффект.

б)   Взаимодействие алюминия с серой

5 - 6 микрошпателей порошка алюминия и вдвое большее количество растертой в порошок серы тщательно перемешать на фильтровальной бумаге. Приготовленную смесь перенести на асбестовую сетку, помещенную на кольцо штатива. Пламенем спиртовки нагреть сетку снизу в том месте, где находится смесь. Во время нагревания смесь перемешивать стеклянной палочкой. Наблюдающиеся вспышки объясняются экзотермичностью процесса взаимодействия алюминия с серой.

 

Опыт 5. Гидроксид алюминия, его получение и свойства

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 добавить 3-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, а в другую – столько же 2 н. раствора едкого натра. Что происходит в обоих случаях? Написать уравнения реакций.

 

Опыт 6. Гидролиз солей алюминия

а) Гидролиз хлорида алюминия

В 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 и ионном виде уравнение реакции гидролиза, протекающего преимущественно по первой ступени. Почему гидролиз этой соли не протекает до конца? Как можно уменьшить степень гидролиза этой соли?

б) Совместный гидролиз хлорида алюминия и сульфида аммония

Внести в пробирку 2-3 капли раствора соли алюминия и добавить столько же раствора сульфида аммония. Отметить выпадение осадка гидроксида алюминия и выделение сероводорода. Написать уравнение реакции совместного гидролиза двух солей. Почему в данном случае гидролиз протекает до конца? Произойдет ли в водном растворе аналогичная реакция, если сульфид аммония заменить сульфидом натрия? Возможно ли реакцией обмена между двумя соответствующими солями в водном растворе получить карбонат алюминия?

 

Химические свойства цинка

 

Опыт 1. Растворение цинка в кислотах и щелочах

Налить в пробирку 4-5 капель 2 н. раствора серной кислоты, добавить 1 микрошпатель цинковой пыли и слегка подогреть. То же проделать с концентрированной серной кислотой и по запаху определить выделение диоксида серы.

Таким же образом проверить растворимость цинка в 2 н. растворе соляной кислоты и в 2 н. растворе едкой щелочи. Описать наблюдаемое. Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагируют с цинком? Какой атом и в какой степени окисления является окислителем в том и другом случае?

 

Опыт 2. Восстановительные свойства цинка

 В фарфоровый тигелек поместить немного цинковой пыли, прибавить 4 капли 0,5 н. раствора нитрата калия и 4-5 капель концентрированного раствора едкой щелочи. Осторожно нагревая (на асбестовой сетке), довести содержимое тигелька почти до кипения. Наблюдать выделение аммиака по запаху и по посинению в нем красной лакмусовой бумажки, смоченной водой. Какая соль цинка должна получиться в данных условиях?    

Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Обратить внимание на высокую восстановительную способность цинка. Выписав соответствующие окислительно-восстановительные потенциалы, решить вопрос о том, будет ли цинк восстанавливать бихромат калия  в кислой среде.

 

Опыт 3. Гидроксид цинка и его свойства

Налить в две пробирки по 3-4 капли раствора соли цинка. В каждую пробирку добавлять по каплям 2 н. раствор едкой щелочи до появления белого студенистого осадка гидроксида. Испытать отношение полученного гидроксида к кислотам и щелочам.

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Написать схему равновесия  диссоциации гидроксида цинка  и её смещение под действием Н⁺ и ОН^--ионов.

 

Опыт 4. Сульфид цинка

В пробирку с 3-4 каплями раствора соли цинка добавить 2-3 капли насыщенного раствора сульфида аммония. Отметить цвет образовавшегося осадка и добавить в пробирку 1 каплю 1 н. соляной кислоты. Отметить происходящее. Написать уравнения реакций.

 

Опыт 5. Гидролиз солей цинка

Поместить в пробирку несколько кристалликов соли цинка и растворить их в 1-2 каплях воды. Добавить в пробирку 2-3 капли раствора лакмуса и слегка подогреть. Во вторую пробирку налить 2-3 капли раствора лакмуса и 1-2 капли воды и сравнить цвет содержимого этой пробирки с окраской полученного раствора. На какую реакцию среды указывает окраска лакмуса в растворе соли?  Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

 

Опыт 6. Комплексные соединения цинка

Поместить в пробирку 1 каплю раствора соли цинка и добавить 2 капли 2 н. раствора аммиака. Осадок какого вещества образовался?  К полученному осадку приливать по каплям избыток раствора аммиака до растворения осадка. Написать уравнение реакции, считая, что характерным координационным числом для иона цинка является 4. Написать уравнение диссоциации  полученного комплексного соединения и комплексного иона, а также выражение констант их нестойкости.    

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная работа № 7

 

Сера, углерод, кремний и их соединения

Цель: закрепить теоретический материал, научиться определять ионы SO₄^2-, SO₃^2-, S^2-, S₂O₃^2-, CO₃^2-.

 

Опыт 1. Получение сульфидов и изучение их свойств

В четыре пробирки внесите раздельно по 3 - 5 капель растворов солей: кальция, кадмия, марганца (II), свинца (II). К каждому раствору добавьте по 2 - 3 капли раствора сульфида аммония или натрия. Во всех ли пробирках появился осадок? Отметьте цвета осадков. К полученным осадкам прибавьте по 3 - 5 капель раствора азотной кислоты. Отметьте, какие осадки растворились.

Какие из этих солей можно получить, заменив сульфид аммония на раствор сероводорода? Проверьте ваш вывод опытом и дайте соответствующее объяснение, пользуясь произведением растворимости солей.

 

Опыт 2. Гидролиз сульфидов

Несколько кристалликов сульфида натрия растворить в воде. Испытать раствор красной, синей или универсальной лакмусовыми бумажками. Отметить происходящее изменение цвета лакмуса. Написать уравнение реакции. Какой вывод можно сделать о силе сероводородной кислоты?

 

Опыт 3. Получение полисульфидов

В пробирку налить 3 - 5 капель концентрированного раствора сульфита натрия и высыпать в него немного мелко истолченной серы. Нагреть раствор до кипения и добавлять в него серу до образования насыщенного раствора. Наблюдать за изменением его цвета. Горячий раствор отфильтровать и к 1 - 2 мл его добавить разбавленную соляную кислоту до кислой реакции. Выделяется сероводород и выпадает осадок серы. Написать уравнения реакций.

 

Опыт 4. Получение диоксида серы и сернистой кислоты

В пробирку внести кристаллы сульфита натрия, добавить 6-8 капель 4н. раствора серной кислоты и быстро закрыть пробкой с отводной трубкой. Заранее приготовить две пробирки - одну с дистиллированной водой, другую- с раствором нейтрального лакмуса - и выделяющийся в пробирке газ поочередно направьте в эти пробирки. Если выделение газа идет недостаточно энергично, пробирку слегка подогрейте. Как изменился цвет лакмуса? Напишите уравнения реакций получения диоксида серы и сернистой кислоты; схему равновесия в водном растворе диоксида серы; выражения констант диссоциации К₁ и К₂ сернистой кислоты. Найдите значения этих констант в справочнике. К сильным или слабым электролитам относится сернистая кислота? Как смещается равновесие в водном растворе диоксида при добавлении щелочи и нагревании? Может ли существовать в водном растворе элементарный четырехвалентный ион серы?       

 

Опыт 5. Восстановление сернистой кислоты

Налить в пробирку немного раствора соляной кислоты и насытить его сернистым газом. Затем бросить в раствор 1-2 кусочка цинка. Образующийся атомарный водород восстанавливает сернистую кислоту до сероводорода: Через несколько минут отлить часть раствора и доказать присутствие в нем сероводорода. Написать уравнения реакций.

 

Опыт 6. Горение магния в сернистом газе.

В стакан наполненный сернистым газом внести горящую ленту магния, держа ее щипцами. Магний продолжает гореть, при этом образуется оксид магния и сера. Написать уравнение реакции.

 

Опыт 7. Реакция на сульфит-ион.

К раствору сернистой кислоты или какой-нибудь ее соли прилить раствор хлорида бария. Выпадает белый осадок сульфита бария. При добавлении разбавленной соляной кислоты он растворяется и выделяется диоксида серы.

 

Опыт 8. Дегидратирующие свойства серной кислоты  

А) Взаимодействие с клетчаткой

Опустите конец стеклянной палочки в раствор разбавленной серной кислоты и проведите ею по листу фильтровальной бумаги. Подсушите слегка над пламенем горелки.  Почему фильтровальная бумага в местах, смоченных серной кислотой, почернела? Что произошло с клетчаткой?

Б) Взаимодействие с сахаром

В пробирку поместите мелко истолченный сахар. Добавьте воды и несколько капель концентрированной серной кислоты. Размешайте стеклянной палочкой, чтобы масса была однородной, пробирку закрепите в штативе. Отметьте и объясните изменение цвета сахара и увеличение объема всей массы. Какие свойства серной кислоты обнаружены этим опытом? Запишите уравнения реакций дегидратации сахара С_бН₂₂О₁₁.

 

Опыт 9. Окислительные свойства серной кислоты

В одну пробирку положить кусочек серы, в другую - угля. Прилить в каждую пробирку раствор серной кислоты и осторожно нагревать. Исследовать запах выделяющегося газа (осторожно!), написать уравнения реакций.

 

Опыт 10. Взаимодействие серной кислоты с солями других кислот

В три пробирки поместите по несколько кристаллов: в первую - хлорида натрия, во вторую - нитрата натрия, в третью - ацетата натрия. Добавьте в каждую по 3 - 5 капель концентрированной серной кислоты. Пробирки с растворами нагрейте на водяной бане. По запаху и цвету определите какие вещества выделяются. Напишите уравнения соответствующих реакций.

 

Опыт 11. Взаимодействие разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами

А) Действие разбавленной серной кислоты на медь, железо и магний

В три пробирки с раствором разбавленной серной кислоты опустите: в первую - стружку меди, во вторую - порошок железа, в третью - кусочек ленты магния. Во всех ли пробирках идет реакция? Как можно объяснить различия во взаимодействии взятых металлов с разбавленной серной кислотой? Напишите уравнения реакций.

Б) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком. В пробирку внесите порошок цинка и концентрированную серную кислоту. Отметив в пробирке появление пузырьков газа, подержите над ее отверстием фильтровальную бумагу, смоченную раствором соли свинца. Как изменился цвет бумаги? Напишите уравнения реакции.

 

Опыт 12. Отношение сернокислых солей к нагреванию

Положить в пробирку немного медного купороса. Нагреть содержимое пробирки. Наблюдать обезвоживание кристаллогидрата, а затем образование черного порошка оксида меди (II). В выделяющиеся пары внести синюю лакмусовую бумажку, смоченную дистиллированной водой, и наблюдать изменение цвета. Написать уравнение реакции разложения медного купороса.

 

Опыт 13. Получение малорастворимых сульфатов

Получите на предметном стекле осадки сульфатов бария, свинца и серебра, прибавляя по капле растворимого сульфата к капле раствора соли бария, свинца и серебра. Рассмотрите на черном фоне полученные осадки. Напишите в ионной форме соответствующие реакции, являющиеся реакциями обнаружения сульфат-иона. Нерастворимость сульфата бария в соляной и азотной кислотах позволяет сделать заключение о наличии сульфат–иона.

                                                                                                               

Опыт 14. Образование и распад тиосерной кислоты

2-3 кристаллика тиосульфата натрия растворить в воде и прибавить немного соляной кислоты. Через некоторое время наблюдать помутнение раствора, а затем образование осадка. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Как доказать, что осадок состоит из серы? Написать уравнение реакции.

 

Опыт 15. Контрольный опыт

Получить у преподавателя раствор соли. Определите с помощью известных вам реакций, солью какой кислоты является данная соль: сернистой, серной, сероводородной.

 

 

У Г Л Е Р О Д, К Р Е М Н И Й

 

Атомы элементов подгруппы углерод – свинец имеют во внешнем слое по 4 электрона. При химических реакциях они проявляют восстановительные свойства (в реакциях с окислителями) и окислительные (в реакциях с восстановителями) свойства:

 

R - 4ē = R⁴⁺          R - 2ē = R²⁺          R + 4ē = R^4-      

Вследствие одинаково выраженной тенденции к потере и при­обретению электронов атомы этих элементов связываются с ато­мами других элементов преимущественно за счет ковалентной связи, образуя неполярные соединения.

При обыкновенной температуре кислород практически не действует на углерод и кремний. При повышенных температурах происходит более или менее энергичное окисление элементов с образованием оксидов RO₃ и RO.

При нагревании с концентрированными азотной и серной кис­лотами уголь окисляется в диоксид углерода. Кислоты, кроме плавиковой, на кремний не действуют.

В присутствии щелочей кремний вытесняет из воды водород

Si + 2NaOH + H₂O = 2Н₂ + Na₂SiО₃

Соединения углерода с металлами называются карбидами (на­пример, карбид кальция СаС₂); соединения кремния — силици­дами  (например,  силицид  магния  Mg₂Si).

Некоторые из этих соединений получаются синтетически, на­пример:

                                 2Mg  + Si==Mg₂Si

Карбиды и силициды щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия легко разлагаются водой (гидролиз) и кислотами с образованием  газообразных  водородных соединений:

        СаС₂ + 2НОН = С₂Н₂ + Са(ОН)₂

        Mg₂Si + 4HC1 = SiH₄ + 2MgCl₂

Простейшие водородистые соединения, в которых число атомов водорода отвечает максимальной валентности элемента, имеют общую формулу RH₄. Эти соединения (СН₄ и SiH₄) с ковалентными связями между атомами газообразны, неполярны и обла­дают восстановительными свойствами.

Метан СН₄ при поджигании горит по уравнению:

                           СН₄ + 2О₂  =  2Н₂О +СО₂

Смеси метана с воздухом или кислородом взрывоопасны.

Водородные соединения кремния — силаны (SiH₄, Si₂H₆ и др.) самопроизвольно загораются на воздухе.

Оксид углерода СО и оксид кремния SiO относятся к безраз­личным оксидам, так как они не соединяются с водой и не обладают ни кислотными, ни основными свойствами. Оксид углерода (II) (угарный газ) получается при нагревании смеси муравьиной и концентрированной серной кислот. СО ядовит и проявляет восстановительные свойства.

Диоксид углерода получают сжиганием угля или разложе­нием карбонатов и гидрокарбонатов при нагревании или взаимо­действии их с кислотами.

При нормальных условиях 1,7 объема СО₂ растворяется в од­ном объеме воды. Образующаяся при этом угольная кислота очень слабая. Раствор представляет собой равновесную систему:

 

СО₂ + Н₂О   ↔   Н₂СО₃  ↔   Н∙ +  НСО₃′

                                                                                     ↨

                                                                                Н∙ +  НСО₃″

При нагревании равновесие смещается в сторону выделения СО₂.

Из кислот кремния следует отметить: H₂SiО₃ —метакремне-вую кислоту и Н₄SiО₄—ортокремневую кислоту, получаемые в виде студней при обменных реакциях солей кремневых кислот с минеральными кислотами. Известно большое количество так называемых поликремневых кислот общей формулы (SiO₂)_х * (H₂O)_у Простейшей из них (х = 2; у = 1) является двуметакремневая кислота H₂Si₂О₅. Кислоты кремния  - очень слабые кислоты.

Угольная кислота образует два ряда солей: карбонаты (с ионом СО₃″) и гидрокарбонаты (с ионом НСО₃′). Карбонаты ще­лочных металлов (кроме лития) и аммония растворимые в воде; из них наиболее важны безводная или кальцинированная сода Nа₂СО₃, кристаллическая сода Na₂CO₃*10Н₂О, безводный и вод­ный поташ К₂СО₃ и К₂СО₃*2Н₂О и карбонат аммония (NH₄)₂CO₃. Из гидрокарбонатов наибольшее значение имеет гидрокарбонат натрия (питьевая, или двууглекислая сода) NaHCO₃.

Соли кремневых кислот называются силикатами; из них рас­творимы в воде только Na₂SiО₃ и K₂SiО₃ («растворимое стекло»).

Средний состав обычного оконного стекла выражается форму­лой Na₂O*CaO*6SiO₂; вода частично растворяет стекло.

Растворимые соли перечисленных выше кислот подвергаются гидролизу; растворы имеют щелочную реакцию. Так гидролиз соды протекает по уравнению

2Na∙   +   СО₃″   +   НОН   ↔  2Na∙   + НСО₃′   +   ОН′

Аналогично ведут себя и другие соли, кроме Na₂SiО₃ и K₂SiО₃, которые при гидролизе переходят в соли двуметакремневой кис­лоты

4Na∙   +   2SiO₃″   +   НОН  ↔  4Na∙   +   Si₂O₅" +   2OH'

Сильные восстановители (как, например, Mg и P) при температуре горения окисляются диоксидами углерода и кремния:

2Mg   +   CO₂   =   2MgO   +   C

 

Опыт 1. Получение угля из сахара

В фарфоровый тигель всыпать около 3 г чистого тростникового сахара (порошок). Тигель поставить в фарфоровый треугольник и нагревать. В начале сахар плавится, обугливается и масса вспенивается вследствие горения летучих продуктов. Перемешать массу стеклянной палочкой и нагревать в течение нескольких минут на паяльной горелке до получения объемистой пористой массы. Составить уравнение реакции. Продукт оставить для опыта 3.

 

Опыт 2. Адсорбционные свойства угля

В конические колбочки налить отдельно сероводородную воду и раствор краски индиго, всыпать в каждую из них по 1 г мелко измельченного угля и энергично взбалтывать содержимое колбочек. Через 10 – 15 мин отфильтровать уголь и определить (по запаху и цвету) отсутствие в растворах сероводорода и индиго.

Чем отличается активированный уголь от обычного?

 

Опыт 3. Восстановительные свойства углерода и кремния

Испытать действие концентрированной серной кислоты при нагревании на уголь, полученный в опыте 1. Определить по запаху выделяющийся газ (осторожно!). Составить уравнение реакции.

 

Опыт 4. Растворение СО₂ в воде

Налить в пробирку 5 мл раствора нейтрального лакмуса и медленно пропускать из аппарата Киппа ток диоксида углерода, промываемого водой в промывной склянке. Как меняется цвет и почему? Составить уравнение реакции. Половину раствора отлить в другую пробирку и продолжительное время ее осторожно нагревать. Как меняется окраска и почему?

 

Опыт 5. Образование кремневой кислоты

К 4 мл 25-30%-ного раствора силиката натрия прилить равный объем концентрированной соляной кислоты и наблюдать через 20 мин образование студнеобразной кремневой кислоты. Содержание пробирки при опрокидывании ее не выливается. Составить уравнение реакции.

 

Опыт 6. Адсорбционные свойства силикагеля

К 15-20 каплям раствора сульфата меди добавлять по каплям раствор аммиака до тех пор, пока не получится темно-синий раствор комплексного аммиачного соединения меди. В раствор всыпать 2 г измельченного силикагеля (диаметр зерен 0,25-0,5 мм) и продолжительное время взбалтывать смесь. Бесцветный порошок силикагеля принимает темно-синюю окраску, а раствор бледнеет. Слить раствор, силикагель промыть 3-4 раза декантацией, прибавить 2 мл соляной кислоты и взболтать. Силикагель теряет синюю окраску, так как медно-аммиачный комплекс вымывается кислотой.

 

Опыт 7. Отношение солей угольной кислоты к прокаливанию и действию кислот

а) В четыре сухие пробирки поместить по 0,5 г следующих солей: СаСО₃, NaHCO₃, Na₂CO₃ и К₂СО₃. Каждую пробирку поочередно закрыть пробкой с газоотводной трубкой, согнутой под прямым углом и опущенной в пробирку с известковой водой. Нагревать пробирку с веществом в пламени горелки, отмечать помутнение известковой воды. Какие соли угольной кислоты не разлагаются при нагревании? Составить уравнение всех проведенных реакций.

б) По 0,5 г тех же солей обработать в пробирках раствором 2 н. соляной кислоты. Все ли соли растворяются в кислоте? Каким характерным явлением сопровождается процесс растворения карбонатов в кислотах? Составить уравнения реакций. Почему в огнетушителях применяют гидрокарбонат, а не карбонат натрия? Ответ мотивировать.

 

Опыт 8. Гидролиз солей

а) Раствор карбоната и силиката натрия испытать красной лакмусовой бумажкой. Составить уравнения реакций гидролиза. Какая из солей легче гидролизуется и почему?

б)  К раствору сульфата алюминия прибавить раствор соды. Выпадает белый объемистый осадок гидроксида алюминия и одновременно выделяются пузырьки СО₂. Составить уравнения.

в) Раствор силиката натрия (1-2 мл) смешать с двойным объемом раствора хлорида аммония и слегка подогреть. Наблюдать образование осадка и определить по запаху, какой газ образуется. Составить уравнения реакций. В каком случае гидролиз практически необратим?

 

Сведения об элементах и их свойствах излагать

в такой последовательности:

 

1.                 Строение атомного ядра. Изотопный состав.

2.                 Распространенность элемента в земной коре. Важнейшие минералы.

3.                 Строение электронных оболочек атома. Проявляемая степень окисления.

4.                 Физические и химические свойства простых веществ, образуемых данным элементом.

5.                 Применение простых веществ и сложных соединений данного элемента в народном хозяйстве, науке и технике.

Лабораторная работа № 8

 

Титриметрические методы анализа

Цель: закрепить теоретические знания количественного анализа, овладеть титриметрией, уметь определять общую и карбонатную жесткость.

 

Определение концентрации щелочи

Определение количества вещества (процентного состава вещества, концентрации растворов и т. п.) можно проводить с помощью методов количественного анализа: гравиметрического (весового), объемного, газового, оптического, электрохимического и т. д.

Объемный анализ основан на измерении объема раствора известной концентрации, затраченного на реакцию с определяемым компонентом.

Раствор реактива, имеющий известную концентрацию, называется титрованным или стандартным. Для измерения объема израсходованного раствора применяются бюретки. Титрованный раствор добавляют к раствору анализируемого вещества до тех пор, пока количество прибавляемого реактива не будет соответствовать количеству реагирующего с ним определяемого компонента. Этот процесс называется титрованием.

Момент титрования, когда достигнуто эквивалентное соотношение реагирующих между собой веществ, называется точкой эквивалентности. Последнюю устанавливают с помощью индикаторов или с помощью специальных приборов. Индикаторы – вещества, обладающие способностью вблизи точки эквивалентности резко изменять окраску титруемого раствора. Момент, при котором происходит изменение окраски раствора, называется точкой конца титрования. При титровании необходимо выбирать такой индикатор, чтобы разность между точкой эквивалентности и точкой конца титрования была наименьшей.

В соответствии с характером протекающих реакций между титрованным раствором реактива и определяемым веществом все методы объемного анализа делят на четыре группы: нейтрализации, окисления-восстановления, осаждения и комплексообразования.

Метод нейтрализации, основанный на применение реакции нейтрализации

NaOH + HCl  =  NaCl + H₂O

позволяет с помощью титрованных растворов кислот (HCl, H₂SO₄) определить количественно основания, и наоборот.

 

Ход работы.

Промыть бюретку небольшими порциями (по 5 – 7 мл) рабочего раствора (0,1 н H₂SO₄) 3 – 4 раза, чтобы избежать разбавления его водой, оставшейся на стенках и затворе бюретки. Затем в бюретку налить 0,1 н раствора H₂SO₄ почти доверху и осторожно слить до нулевого значения (нижняя часть бюретки должна быть заполнена).

В коническую колбу отмерить пипеткой определенный объем щелочи, предварительно сполоснув пипетку исследуемым раствором, и добавить 1 - 2 капли метилоранжа. Оттитровать взятый раствор щелочи кислотой, прибавляя из бюретки небольшими порциями кислоту при непрерывном перемешивании раствора круговыми движениями колбочки до изменения желтой окраски индикатора в оранжевую от одной избыточной капли кислоты.

Отметить объем рабочего раствора, пошедшего на титрование, с точность до сотых долей миллилитра. Определение повторить 3-4 раза. Расхождение между параллельными титрованиями не должно превышать 0,10 мл. Для расчета брать среднее значение объема затраченной кислоты. Зная, что в реакции нейтрализации число грамм-эквивалентов кислоты должно равняться числу грамм-эквивалентов щелочи, вступившей в реакцию, т. е. V_щ * Н_щ = V_к * Н_к, вычислить по результатам определения нормальность, молярность и титр исследуемого раствора щелочи. Запись ведите в форме:

 

№ титрования	Объем исследуемого раствора щелочи, мл	Количество капель индикатора	Объем 0,1 н раствора кислоты, мл
1	10	1	9,80
2	10	1	9,75
3	10	1	9,70

среднее – 9,75.

Титр раствора рассчитайте по формуле

_,

где Т – титр определяемого раствора щелочи, г/ мл; Э – грамм-эквивалент щелочи; С_н – нормальность раствора.

 

Жесткость воды; общая, карбонатная

 

Природная вода никогда не бывает совершенно чистой. Являясь хорошим растворителем многих органических, неорганических веществ, газов, вода в процессе кругооборота приобретает множество примесей,  которые делают ее иногда непригодной ни для питья, ни для технических целей. Обычно состав примесей определяется ионами Са²⁺, Mg²⁺, Na⁺, SO₄^2–, Сl^–, HСO₃^–, НSiO₃^–_.

Жесткость волы обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция, магния, гидрокарбонатов, сульфатов, хлоридов. Различают постоянную и временную жесткость. Последняя определяется содержанием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении такой воды гидрокарбонаты переходят в малорастворимые карбонаты.

2Mg(HCO₃)₂ = MgCO₃×Mg(OH)₂ + CO₂ + H₂O; Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + H₂O

Общая жесткость равна сумме временной и постоянной. Выражается жесткость воды в миллиграмм-эквивалентах Са²⁺ и Мg²⁺ на 1 л воды. Вода с жесткостью менее 4 мг-экз/л называется мягкой, от 4 до 8 - средней, а от 8 до 12 - жесткой.

Для определения общей жесткости воды используют комплексоно-метрический (трилонометрический) метод.

Комплексонами называют группу органических реактивов, которые представляют собой производные аминополикарбоновых кислот, например: нитрилтриуксусная кислота (НТА) - комплексен I, этилен-диаминтетрауксусная кислота (ЭДТА) - комплексов II, двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты - комплексон III, или трилон Б (он же хелатон 3).

 

Трилон Б

  НOOCH₂C                                  CH₂COOН

                         N-CH₂-CH₂-N                                   * 2H₂O

NaOOCH₂C                                   CH₂COONa

сокращенно обозначают Na₂[H₂]R, где R – радикал этилендиаминтетрауксусной кислоты.

Трилонометрический метод основан на мгновенном образовании малодиссоциированных комплексных соединений магния и кальция с трилоном Б. Уравнение такого процесса имеет вид:

Ca²⁺ + H₂R^2– = CaR^2– + 2H⁺

Освободившиеся в результате реакции ионы водорода понижают рН раствора, а комплексные соединения кальция и магния в кислой среде разрушаются. Чтобы поддержать рН раствора на требуемом уровне, необходимо проводить титрование в буферных растворах.

Определение эквивалентной точки проводят с помощью металлоин-дикаторов, которые представляют собой органические соединения (красители), образующие с катионами окрашенные комплексные соединения. Так, эриохром черный Т (С₂₀Н₁₇О₇N₃Na) или хром темно-синий (C₁₆H₁₀O₉N₂Nа₂) при рН = 8-10 образуют с ионами кальция и магния окрашенные в винно-красный цвет комплексные соединения. Прочность этих комплексов ниже, чем с трилоном Б, а поэтому, когда кальций и магний полностью провзаимодействуют с титрантом (трилоном Б), окраска-изменяется на синюю.

 

 

 

Комплексонометрическое определение общей жесткости воды

 

Общую жесткость воды определяют комплексонометрическим методом, используя в качестве титранта трилон Б.

Заполнить бюретку 0,02 н раствором трилона Б. В коническую колбу пипеткой отмерить указанное преподавателем количество анализируемой воды и долить дистиллированной водой до объема 100 мл. Добавить 5 мл аммиачного буферного раствора для создания среды с рН в пределах 9 – 10 и щепотку индикатора эриохрома черного Т, при этом раствор окрасится в красный цвет.

Содержимое колбы перемешать вращательными движениями и сразу же титровать из бюретки 0,02 н раствором трилона Б до перехода окраски из красной в синюю. Титрование проводить аналогично определению щелочи, результаты записать в таблицу.

 

№ титрования

Объем воды, взятый для анализа, V1, мл

Объем раствора 0,02 н трилона Б, пошедшего на титрование, V, мл

Средний объем 0,02 н трилона Б, V2, мл

 

Общую жесткость (Ж_о)воды рассчитать по формуле

 

                                                    V₂ тр.Б * C_H тр.Б * 1000

                                        Ж_о   =                  1                             (мг – экв/ л).

К какому типу жесткости относится исследованная вода?