практикум по курсу ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ для студентов I курса Под редакцией А

Работа добавлена на сайт samzan.net:

МИНИСТЕРСТВО ОБЩЕГО И ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ОБНИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

АТОМНОЙ ЭНЕРГЕТИКИ

ФАКУЛЬТЕТ  ЕСТЕСТВЕННЫХ  НАУК

Лабораторный практикум

по курсу

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов I курса)

Под редакцией А.А.Мачула

 

ОБНИНСК 2004

Лабораторный практикум по курсу «Общая и неорганическая химия» (для студентов I курса) под редакцией А.А.Мачула. Издание второе, дополненное и исправленное. - Обнинск, ИАТЭ, 1998, - 82 с.

   Пособие содержит описание лабораторных работ, составленных в соответствии с современной программой курса химии для инженерно-технических специальностей вузов. Каждая лабораторная работа содержит  необходимое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для самостоятельной работы. Авторы пособия Мачула А.А., Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Ларичева Т.Е., Соколова Ю.Д., Панкова Н.Н..,

Пособие предназначено для самостоятельной работы студентов и постановки лабораторных работ в химических практикумах вузов.

Рецензенты: доцент, к.х.н. Глушков Ю.М.,

                   доцент, к.х.н. Рощектаев Б.М.

                      Темплан 2004, поз.

Ó Обнинский государственный технический университет 2004 г.

1. Важнейшие классы неорганических соединений

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время известно около 300 тыс. неорганических соединений. Их можно разделить на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Зная особенности классов соединений, можно описать свойства отдельных их представителей.

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Например: K2O, FeO, Сг2О3, SiO2, P2O5.

По современной номенклатуре названия этого класса строятся следующим образом: к слову оксид добавляется название элемента с указанием его степени окисления, если она не постоянна. Например, СаО — оксид кальция, Fe2О3 — оксид железа (III), P2O5  — оксид фосфора (V).

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N2O и NO2),  в химических реакциях они не образуют солей.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2. Они взаимодействуют с водой с образованием оснований:

ВаО + Н2О = Ва (ОН)2

Непосредственно с водой при обычной температуре реагируют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме ВеО и MgO) периодической системы Д. И. Менделеева. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

СаО + СO2 = СаСО3

СuО + 2НС1 = CuCl2 + H2O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (CI2O, В2О3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и др.), а также металлы со степенью окисления более +4 (V2O5, СгО3, Mn2O7, WO3). Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

                     SO2 + H2O = Н2SО3

                     СгО3 + H2O = H2CrO4

Со щелочами кислотные оксиды образуют соль и воду:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNО3 + H2O

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степени окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам относятся, например, BeO, ZnO, Аl2О3, Сг2О3, SnO, PbO, MnO2 и др. Они характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например, как основный оксид, Аl2О3 реагирует с кислотой:

Аl2О3 + 6НС1 = 2 АlС1з + 3H2O

как кислотный — со щелочью:

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O      

Если элемент образует несколько оксидов, например    +2        +3      +6

СгО,Сг2Оз,СгОз,                                                             то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Так, СгО — основный, Сг2О3 — амфотерный, а СгО3— кислотный оксид.

Оксиды можно получить следующими способами:

- при взаимодействии простых веществ с кислородом, например

2Mg + O2 = 2MgO    4P + 5O2 = 2P2O5 ;

- разложением сложных веществ, например

                                        t

Сu(ОН)2 = СuО + H2О,

t

СаСО3 = СаО + СО2,

t

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2.

Кислотами называют вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки, например, HCl, H2SO4, H3PO2 (подчеркнуты кислотные остатки). Атомы водорода могут быть замещены на атомы металлов.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены на атомы металлов. Как правило, основность совпадает с числом атомов водорода в молекуле, но не всегда, например, H3PO2 – одноосновная кислота.

Кислоты можно разделить на бескислородные (например, НС1, НВг, HCN, H2S) и кислородсодержащие (например, НNО3, H2SO4, Н3Р04).

Названия кислородсодержащих кислот, в которых степень окисления кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группы в периодической системе элементов Д. И. Менделеева (высшая степень окисления), образуются от названия элемента с добавлением суффикса -н (-ов или -ев) и окончания -ал. Например, HNO3 — азот-н-ая кислота, Н3АsO4 — мышьяк-ов-ая кислота, H2SiO3— кремни-ев-ая кислота. При меньшей степени окисления центрального атома названия кислот образуются с суффиксом -ист. Например, HNO2 — азот-ист-ая кислота, H2SO3 — серн-ист-ая кислота.

В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, НС1 — хлороводородная, H2S — сероводородная.

В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый — розовым.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду активностей (стандартных электродных потенциалов), образуя соль и водород:

2А1 + ЗН2SO4 = А12(SO4)3 + ЗН2↑

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2Н2O

2HNO3 + СаО =Са(NО3)3 + H2O

При взаимодействии кислот с солями могут образовыватьcя новые соль и кислота:

2НС1 + СаСОз = CaCl2 + Н2СОз

H2SО4 + BaCl2 = BaSО4↓ + 2НCl

Кислоты получают:

- гидратацией (взаимодействием с водой) кислотных оксидов

Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РO4

- обменной реакцией соли с кислотой

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2Н3РO4

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и ОН – группы (например, NaOH, Fe(OH)3).

Кислотность основания – это количество ОН - групп, приходящихся на 1 атом металла.  

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, — щелочи. К ним относятся LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также Т1OН;

б) основания, нерастворимые в воде, например СuОН)2, Fе(ОН)3, Сг(ОН)3 и др.

Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Са(ОН)2 — гидроксид кальция, Fе(ОН)2 — гидроксид железа(II), Fе(ОН)з —гидроксид железа(III).

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. В их присутствии фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый — желтым.

Основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Ba(OH)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О

При действии щелочей на растворы солей может получиться новая соль и новое основание, если одно из полученных веществ нерастворимо (выпадает в осадок):

КОН + CuSO4 = Cu(OH)2↓+ 2K2SO4

Са(ОН)2 + Na2CO3 = СаСО3↓ + 2NaOH

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании:

                                 t

2Fе(ОН)3 = Fе2Оз + 3H2O

Получить щелочи можно растворением в воде соответствующих оксидов:

СаО + H2O = Са(ОН)2

или при взаимодействии воды с очень активными металлами (К, Na, Са. Ва и др.):

2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2

Общий способ получения нерастворимых в воде оснований — действие щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Некоторые основания проявляют как химические свойства оснований, так и свойства кислот. Такие основания называют амфотерными. К ним относятся Сг(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, А1(ОН)3 и др.

Амфотерные основания (гидроксиды) способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами — как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен:

Сг(ОН)3 + ЗНС1 = СгС13 + ЗН2О

Сг(ОН)3 + 3NaOH =Na3 [Cr(OH)6]

Соли — это вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотные остатки   Соли делятся на средние, кислые, основные.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например,   Na2CO3, K2SO4, Са3(РO4)2.

Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NаНСОз, Са(Н2РO4)2, КНSО3.

Основные соли по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются только многокислотными основаниями.Например, (СuОН)2СО3, АlOН(NО3)2, FeOHCl.

По современной номенклатуре название соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона (металла или остатка основания) с указанием его степени окисления, если она непостоянна. Например, СаСО3 — карбонат кальция; MgCl2 — хлорид магния; Сг2(SO4)3 — сульфат хрома (III).

Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-, указывающей на наличие атомов водорода в кислотном остатке, а при необходимости с соответствующими числительными: МаНSО3 — гидросульфит натрия; Са(Н2РO4)2 - дигидрофосфаткальция.

Наличие ОН-групп в составе основной соли обозначается приставкой гидроксо- перед названием катиона:

(СиОН)2СО3 — карбонат гидроксомеди; А1(ОН)2С1 — хлорид дигидроксоалюминия.

Как уже отмечалось, соли могут взаимодействовать с кислотами и со щелочами.

Две растворимые в воде соли могут реагировать друг с другом, если при обмене своими частями соли образуют нерастворимое вещество:

Ва(NО3)2 + K2SO4 = 2KNO3 + BaSO4↓

Реакция металла с солью менее активного металла приводит к образованию соли и металла. Исходная соль должна быть растворимой в воде, а металл находиться в ряду стандартных электродных потенциалов левее вытесняемого из соли металла:

Fe + CuSO4 == FeS04 + Сu

Средние соли могут быть получены многими способами:

1) Металл + Неметалл

2Na + Cl2 = 2NaCl

2) Металл + Кислота

Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2↑

3) Металл + Соль

Сu + 2AgNO3 = 2Ag + Сu(NО3)2

4) Основный оксид + Кислотный оксид

СаО + CO2 -= СаСО3

5) Основание + Кислота

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H20

6) Соль + Соль

РЬ(NО3)2 + Na2SO4 = PbS04↓ + 2NaN03

7) Основный оксид + Кислота

CuO + H2S04 = CuS04 + H2O

8) Кислотный оксид + Основание

P2O5+ 6NaOH = 2Nа3РO4 + ЗН2О

9) Щелочь + Соль

Ва(ОН)2 + К2СО3 = ВаСО3↓ + 2КОН

10) Кислота + Соль

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2НС1

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1) Основание + Кислота (избыток)

NaOH + Н3РO4 = NaH2P04 + H2O

2) Средняя соль + Кислота (избыток)

Na3P04 + 2Н3Р04 = 3NaH2P04

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

1) Кислота + Основание (избыток)

Н2SO4 + 2Cu(OH)2 = (CuOH)2S04 + 2H2O

2) Средняя соль + Щелочь (недостаток)

2CuSO4 + 2NaOH = (CuOH)2SO4 + Na2SO4

Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:

1) Кислая соль + Щелочь

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + Н2О

Са(Н2Р04)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РO4)2 + 4H2O

2) Основная соль + Кислота

(CuOH)2S04 + H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 

Цель работы:

Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неметаллов, их гидратов, солей, а также со свойствами основных классов неорганических соединений.

Оборудование и реактивы

Пробирки цилиндрические. Фильтровальная бумага.  Стаканы (500 и 100 мл). Стекляаные палочки.  Оксид магния. Оксид кальция.  Оксид меди (П). Оксид цинка.  Оксид кремния(IV). Мел. Оксид алюминия. Карбонат кальция. Ацетат натрия. Карбонат меди (П).  Индикаторы:лакмусовая бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (нейтральные растворы). Растворы: соляной кислоты (2 М), серной кислоты (2 М), азотной кислоты (2 М), фосфорной кислоты (разб.), гидроксида натрия (2 М, 40%-ный), гидроксида кальция (насыщ.), сульфата меди (0,5 М), карбоната натрия (0,5 М), хлорида желе-за(Ш) (0,5 М), сульфата марганца (II) (0,5 М), нитрата или ацетата свинца (П) (0,5 М), хлорида или сульфата цинка (0,5 М), сульфата никеля (П) (0,5 М), сульфата кобальта(II)(0,5 М).

ОПЫТ 1. Получение оксидов.

    А. Получить в пробирке голубой осадок гидроксида меди(П) Си(ОН)2 взаимодействием нескольких капель раствора CuSО4 с раствором щелочи. Осторожно нагреть полученный осадок. Как изменяется цвет осадка? Составить уравнения реакций.

Б. Взять небольшой кусочек мела, растолочь в ступке и поместить в пробирку. Затем добавить в пробирку соляной кислоты. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

ОПЫТ 2. Свойства  оксидов

       А. Белый порошок оксида магния MgO поместить в чашку с водой, размешать и испытать раствором фенолфталеина. Отметить малую растворимость в холодной воде оксида магния и изменение окраски индикатора. Составить уравнение реакции.

Вместо оксида магния можно взять порошок оксида кальция или оксида бария.

Б. Поместить в пробирку немного порошка оксида меди(П) СиО. Добавить 10—12 капель разбавленной соляной или серной кислоты. Осторожно нагреть пробирку. Отметить цвет полученного раствора. Написать уравнение реакции.

В. В две пробирки поместить по 1 микрошпателю оксида

цинка(П) ZnO. В первую пробирку добавить 10—15 капель кислоты, в другую — столько же концентрированного раствора щелочи. Встряхивать содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого оксида.

ОПЫТ 3. Получение оснований

Б. В фарфоровую чашку поместить 1 микрошпатель оксида кальция СаО или оксида бария ВаО и прилить 15—20 капель воды. Размешать содержимое стеклянной палочкой и добавить 2—3 капли фенолфталеина. Отметить цвет индикатора и написать уравнение реакции.

В. В пробирку с несколькими каплями раствора Nа2СО3 добавлять по каплям раствор гидроксида кальция Са(ОН)2 до образования осадка. Отметить его цвет. Что представляет собой раствор над осадком? Составить уравнение реакции.

Г. В пробирку с раствором сульфата меди (П) CuSO4 добавить избыток раствора гидроксида натрия. Проделать аналогичные опыты с растворами солей железа(III)и марганца(П). Составить уравнения реакций. Отметить цвет осадков.

ОПЫТ 4. Свойства оснований

А. В трех пробирках испытать действие индикаторов —фенолфталеина, лакмуса, метилового оранжевого — на раствор щелочи. Записать наблюдения.

Б. Налить в стакан немного раствора щелочи, прибавив к раствору 2—3 капли фенолфталеина. Добавлять по каплям раствор кислоты (помешивая стеклянной палочкой) до исчезновения окраски индикатора. Составить уравнение реакции нейтрализации.

В. Поместить в пробирку 6—8 капель раствора соли свинца(II) РЬ(NО3)2 или РЬ(СН3СОО)2. Прибавлять по каплям раствор щелочи до образования осадка. (После прибавления каждой капли щелочи пробирку встряхивать.) Отметить цвет осадка и написать уравнение реакции.

Г. Поместить в пробирку 1 микрошпатель оксида кремния(IV) SiO2 и прилить 3—4 мл концентрированного раствора NaOH. Нагреть пробирку до полного растворения SiO2. Составить уравнение реакции.

Д. Получить осадок гидроксида никеля(П) Ni(ОН)2, прибавляя к 2—3 каплям раствора соли никеля(П) избыток раствора щелочи. Испытать действие кислоты на полученный осадок. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

ОПЫТ 5. Получение и свойства кислот

A. Положить в пробирку немного кристаллов ацетата натрия NаСНзСОО и прибавить несколько капель H2SO4. Определить по запаху, какое вещество образовалось. Написать уравнение реакции.

Б. В трех пробирках испытать действие индикаторов — лакмуса, метилового оранжевого, фенолфталеина — на разбавленный раствор любой кислоты. Записать наблюдения.

В. Испытать действие соляной или разбавленной серной кислоты на осадки гидроксидов меди(П) Cu(ОН)2 и марганца(П) Мn(ОН)2, предварительно получив их в двух пробирках по реакции обмена между растворами солей меди(П), марганца(П) и NaOH. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

6. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

А. В две пробирки внести по 1 пипетке раствора любой соли цинка. Добавлять по каплям раствор NaOH до образования осадка Zn(OH)2 (пробирку встряхивать для перемешивания). К полученному осадку в первую пробирку прибавить раствор кислоты, в другую — избыток раствора щелочи. Происходит ли растворение осадка в обеих пробирках? Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

ОПЫТ 7. Получение и свойства  солей

А. В двух пробирках испытать действие растворов: сульфата натрия NaSО4 на хлорид бария BaCl2, хлорида кальция CaCl2 на карбонат натрия Na2СО3. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Б. Внести в пробирку несколько капель насыщенного раствора гидроксида кальция. Прибавлять по каплям разбавленный раствор фосфорной кислоты Н3РO4. Отметить цвет образовавшегося осадка средней соли. Прилить к осадку избыток фосфорной кислоты, перемешивая стеклянной палочкой содержимое пробирки. Почему осадок растворяется при прибавлении избытка кислоты? Составить уравнения реакций образования средней соли и превращения ее в кислую соль (дигидрофосфат кальция) — Са(Н2РO4)2.

В. К раствору сульфата кобальта(П) CoSО4 приливать по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка. Составить уравнение реакции образования основной соли (СоОН)2O4. Осадок сохранить.

Г. Осадок, полученный в on. 1.13.A, разделить на две порции и поместить в пробирки. К одной порции добавить раствор щелочи до изменения цвета осадка, к другой — раствор серной кислоты до его растворения. Отметить цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. Составить уравнения реакций превращения основной соли в основание Со(ОН)2 и основной соли в среднюю CoSО4.

Контрольные вопросы и упражнения

1. Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом калия:

Mg(OH)2, А1(ОН)3, ZnO, Ba(OH)2, Fе(ОН)3?            Написать уравнения соответствующих реакций.

2. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать:

Р2О5, NaOH, ZnO, AgNO3, Nа2СО3, КС1, Сг(ОН)3, Н2SO4? Составить уравнения реакций.

3. Назвать и написать графические формулы следующих веществ:

СгС13, Ва(НСО3)2, MgSO4, AlOHCl2, Fe(NO3)2, CrOHSO4, Са3(РO4)2, Fe(HS)2, (ZnОН)2SO3, Al(H2PO4)3, [Fе(OН2)]2СО3, Сr2(НР04)3, СаSiO3, FeOHNO3.

4. Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами следующих солей: сульфат меди (II), нитрат натрия, карбонат кальция.

5. Изменяя соотношения реагирующих веществ по реакции

Са(ОН)2 + Н3РO4 →

получить кислые, основную и среднюю соли.

6. Составить уравнения реакций получения указанных ниже солей:

дигидрофосфат натрия, гидросульфит бария, хлорид дигидроксо-алюминия, нитрат гидроксохрома(III). Как превратить эти соли в средние? Написать уравнения соответствующих реакций.

7. Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Fe (ОН)3 → Fе2О3 → Fe → FеС13 → Fe (NO3)3

б) Р → P2O5 → Н3Р04 → Са3(РO4)2 → Са(Н2РO4)2 → Са3(РO4)2

в) Cu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(NO3)2

2.Основы объемного  химического  анализа

ВВЕДЕНИЕ

Объемный химический анализ является одним из методов количественного анализа. Сущность метода заключается в измерении объема раствора реактива известной концентрации, затраченного на реакцию.

При анализе раствор реактива, концентрация которого известна, из калиброванного по объему сосуда (бюретки)  по каплям приливают к исследуемому раствору до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что все вещество в исследуемом растворе прореагировало с добавляемым реактивом. Эта процедура называется титрование.

При титровании важно точно установить точку эквивалентности, т.е. момент, когда и реактив, и вещество в исследуемом растворе прореагировали полностью (без остатка). Для установления этого момента используются вещества, претерпевающие какие-либо легко наблюдаемые изменения (перемена окраски, выпадение осадка и т.д.) в точке эквивалентности. Такие вещества называются индикаторами.  Для кислотно-основного титрования в качестве индикаторов используют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый и др.

В этой работе мы будем пользоваться метиловым оранжевым (метилоранжем).

Лабораторная работа

Задание:  

1. Разбавлением концентрированного раствора соляной кислоты (HCl) приготовить раствор с концентрацией СN = 0.1 моль/л.

2. Уточнить концентрацию приготовленного раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи с известной концентрацией  СN = 0.1 моль/л.

3.Используя приготовленный раствор кислоты методом объемного химического анализа определить содержание щелочи в выданном для анализа растворе.

Приборы и реактивы:

Концентрированный раствор соляной кислоты, 0.1 N NaOH,   ареометр, бюретка для титрования, мерная колба на 250 мл, коническая колба на 100 мл, индикатор метилоранж, мерная пипетка на 10 мл.

Выполнение работы

1. Приготовление 250 мл раствора 0.1 N  HCl.

С помощью ареометра измерьте плотность концентрированного раствора соляной кислоты.  По таблице плотностей растворов установите концентрацию HСl в нем.  Рассчитайте  объем концентрированного раствора кислоты, который необходимо взять для приготовления 250 мл 0.1 N   HCl.

Из мерной бюретки отлить в мерную колбу рассчитанный объем концентрированной соляной кислоты. Долить в колбу воды до метки. Содержимое колбы тщательно перемешать.

2. Уточнение концентрации приготовленного раствора.

Получить у лаборанта раствор  0.1N  NaOH.  С помощью мерной пипетки отобрать в коническую колбу 10 мл этого раствора.  Добавить в колбу 1-2 капли раствора метилоранжа.

Залить анализируемый раствор соляной кислоты в мерную бюретку.  Добавлять по каплям раствор из бюретки в колбу до момента начала изменения окраски раствора с желтой на оранжевую. Записать объем прилитого раствора кислоты. Повторить титрование 3 раза. Рассчитать средний арифметический объем трех измерений - V(HCl).

Рассчитать точную концентрацию приготовленного раствора по закону эквивалентов:            

CN(NaOH)×V(NaOH) = CN(HCl)×V(HCl),

0.1 моль/л ´ 0,01 л     =   ?   ´   результат  титрования.

Рассчитать относительную ошибку, допущенную при приготовлении раствора:

d = [СN(HCl) - 0.1]/0.1.

3. Определение массы NaOH в исследуемом растворе.

В чистую бюретку залейте приготовленный вами ранее раствор соляной кислоты с известной концентрацией.

С помощью мерной пипетки залейте в коническую колбу 10 мл полученного для анализа раствора щелочи. Добавьте 1-2 капли индикатора.

Произведите титрование исследуемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Рассчитайте средний объем раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование.

Рассчитайте по закону эквивалентов концентрацию щелочи в анализируемом растворе.

Рассчитайте массу NaOH в выданном вам для анализа растворе.  Проверьте результат у лаборанта. Рассчитайте ошибку анализа.                  

                                   

Контрольные вопросы

1. В чем сущность метода объемного анализа?

2. Что такое точка эквивалентности и как она определяется?

3. Какие индикаторы относятся к кислотно-основным?

4. В чем суть закона эквивалентов?  Как этот закон используется в объемном анализе?

1.  Почему для растворов HСl  и NaOH эквивалентная и молярная концентрации   одинаковы?

3. Химическая кинетика

Лабораторная работа 1

Задачей является изучение зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора на примере реакции

Na2S2О3+Н2S04® S¯+Na2S04+H20+S02                           

Оборудование и ревы:

Бюретки, 3 шт. Воронки для   бюреток, 3 шт. Штатив с пробирками.Химические стаканы емкостью 100 мл - 2 шт. Секундомер. Бумага миллиметровая. Мерный цилиндр. Шаблон с вертикальной цветной полосой. Термометр с точностью измерения не хуже ± 1oС.

Реактивы: 0,2 М Na2S2O3; 0,2 М H2SO4; 0,5 М НС1; 0,5 М CuSO4 (в капельнице с микропипеткой).

Описание изучаемой химической реакции

Уравнение химической реакции является суммарным уравнением сложного взаимодействия, протекающего последовательно по стадиям:

Na2S2Оз+Н2SО4®Н2S2Оз+Nа2SO4  (1)                                   

Н2S2Oз®SO2+Н2O+S¯   (2)                                                       

Первая реакция идет практически мгновенно, поэтому скорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) реакции разложения тиосерной кислоты. Таким образом, изучая скорость протекания реакции, мы, по сути дела, изучаем скорость разложения Н2S2Оз .

Постановка опыта основывается на следующем. Как следует из уравнения (1), количество образующейся тиосерной кислоты эквивалентно количеству взятого для реакции тиосульфата натрия. Поскольку скорость протекания реакции (2) много больше скорости протекания реакции (1), то с достаточно хорошей точностью можно считать начальную концентрацию тиосерной кислоты равной начальной концентрации тиосульфата натрия. В свою очередь, разложение Н2S2Оз сопровождается выделением эквивалентного количества коллоидной серы,  вызывающей помутнение раствора. Поэтому по степени помутнения раствора можно судить о количестве разложившейся тиосерной кислоты.

Если проводить опыты в пробирке, к задней стенке которой приложен шаблон с вертикальной цветной полоской, то в начале опыта эта полоска четко просматривается через прозрачный раствор. После добавления Н2SО4 и начала образования коллоидной S раствор становится мутным и при определенной плотности суспензии (всегда одинаковой во всех опытах) цветная полоска бумаги станет почти невидимой. Отмечая время с момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты (начало реакции) до появления первых признаков мути или до начала видимого исчезновения цветной полоски, можно судить о времени, в течение которого в растворе образуется одно и то же количество коллоидной серы, эквивалентное количеству разложившейся Н2S2Оз.

Поскольку реакция разложения тиосерной кислоты является реакцией первого порядка, то, согласно закону действующих масс, скорость реакции пропорциональна концентрации Н2S2Оз. Выражение для средней скорости реакции можно записать как

V = -D[ Н2S2Оз ]/Dt = k × [ Н2S2Оз ],   (3)                                      

где D[ Н2S2Оз ] - изменение концентрации тиосерной кислоты за время Dt; k -константа скорости реакции.

Принимая во внимание, что во всех опытах D[Н2S2Оз] одинаково, скорость реакции можно определить как величину, обратно пропорциональную найденному времени:

                           V’ = 1 / Dt = k*×[Н2S2Оз],

где k*= k / D [ Н2S2Оз]; V = V’× D [ Н2S2Оз].                             

Опыт 1. (Ознакомительный)

Для предварительного ознакомления с характером изучаемой реакции к 3-5 мл раствора тиосульфата натрия прилить столько же раствора серной кислоты и наблюдать за помутнением раствора. Отметить момент начала появления мути и момент начала видимого исчезновения цветной полоски.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на скорость реакции

1). Наполнить одну мерную бюретку дистиллированной водой, другую - 0.2 М раствором тиосульфата натрия и третью - 0.2 М раствором серной кислоты.

2). С помощью этих бюреток в одной пробирке следует приготовить раствор тиосульфата натрия, соответствующий одному из вариантов, указанных в таблице, т.е. смешайте воду и исходный раствор тиосульфата натрия.

3). В другую пробирку отмерить 6 мл раствора серной кислоты.

4). Слить растворы, быстро перемешать стеклянной палочкой и отметить по секундомеру отрезок времени Dt между началом реакции (момент сливания растворов) и временем начала видимого исчезновения цветной полоски.

5). Рассчитать значение начальной концентрации тиосерной кислоты, приняв ее равной начальной концентрации тиосульфата натрия в реакционном объеме, а значение скорости реакции - как величину V’ = 1/Dt.

Опыт с одной и той же концентрацией раствора Na2S2O3 повторить 3 раза, взяв для расчета скорости среднее из трех измеренных значений Dt. Аналогичным образом получить данные для других концентраций Na2S2O3, приведенных в таблице.

Результаты эксперимента занести в таблицу.

Зависимость между изменением концентрации Н2S2Оз и скоростью реакции изобразить графически.

На основании полученных данных:

1) установить, какой линией выражается найденная зависимость, проходит ли она через начало координат;

1.  показать независимость константы скорости реакции от концентрации;

№ варианта	Состав растворaв первой пробирке, мл	Концентрация Н2S2Оз в реакционном объеме, моль/л	Dt1	Dt2	Dt3	Dtср	V’=1/Dtср
	Исходн. раствор Na2S2O3	Н2О
1 2 3 4	6 4 3 2	0 2 3 4

1.  сделать вывод о применимости закона действующих масс к реакции разложения тиосерной кислот

Опыт 3. Влияние температуры на скорость химической реакции

1).В 3 пробирки (1,2,3) налить из бюретки по 6 мл исходного раствора тиосульфата натрия, а в 3 другие пробирки (1а,2а,3а) - по 6 мл серной кислоты.

2). Пробирки поместить в стакан с горячей водой (Т»50оС) и через 5 минут, измерив температуру воды, слить содержимое пробирок 1 и 1а и тщательно перемешать. Замерить время от начала сливания до помутнения раствора.

3).Быстро провести опыты с растворами в других пробирках (2 и 2а, 3 и 3а). Рассчитать скорость реакции при измеренной температуре по среднему из трех измерений.

4). Повторить опыт при То » 70оС.

Обработка результатов опыта 3

1). По экспериментальным данным постройте зависимость V’=f(T). Помимо полученных в опыте 3 данных используйте результаты опыта 2 (вариант 1).

2). Используя значения V’ при разных температурах T, вычислите температурный коэффициент g.

3). Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость исследованной реакции.

4). Нанесите полученные экспериментальные точки на координатную плоскость  y=1nV’, x=1/Т. Постарайтесь начертить прямую так, чтобы она проходила максимально близко ко всем экспериментальным точкам. Из тангенса угла наклона прямой рассчитайте значение энергии активации данной реакции.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2

                        Химическое равновесие

Цель работы:

Изучение влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.

Оборудование и реактивы:

Пробирки. Хлорид аммония. Растворы: хлорида железа (III) (очень разб. и конц.), тиоцианата аммния (очень разб. и конц.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).

ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Реакция между хлоридом железа (Ш) FеСl3 и тиоцианатом аммония NH4SCN протекает по уравнению

FеС13 + 3NH4SCN ↔ Fе(SСN)3 + 3NH4Cl

Различная окраска исходных и получающихся веществ дает возможность наблюдать смещение химического равновесия в зависимости от концентрации веществ. Образующийся в результате реакции тиоцианат железа (Ш) Fe(SCN)3 имеет кроваво-красный цвет. По изменению интенсивности окраски

раствора можно судить о его концентрации. Если при изменении условий красная окраска раствора усиливается, то равновесие смещается вправо. При уменьшении интенсивности окраски равновесие смещается влево.

Налить в пробирку на 1/4 ее объема очень разбавленного раствора FеСl3 и прибавить равный объем очень разбавленного раствора NH4SCN. Исходные растворы должны быть бесцветными, а полученный иметь

Номер пробирки	Что добавлено	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия (вправо, влево)

цвет чая.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку из капельницы внести 2—3 капли концентрированного раствора FеCl3, во вторую — 2 – 3 капли концентрированного раствора NH4SCN, в третью — внести шпателем немного кристаллов NH4Cl, четвертую пробирку оставить для сравнения. Содержимое трех пробирок энергично перемешать. Обратить внимание на изменение окраски растворов в пробирках и сравнить с окраской раствора в пробирке, оставленной для сравнения. Результаты опыта записать в таблицу по форме:

Объяснить результаты опыта, исходя из принципа Ле Шателье. Написать выражение константы химического равновесия данного процесса. Пользуясь этим выражением, объяснить изменение окраски в каждой пробирке.

ОПЫТ 2. Влияние среды на смещение химического равновесия

Соли хромовой кислоты — хроматы — окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты — дихроматы — в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие:

2СгО42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O

хромат-ион      дихромат-ион

(желтый)       (оранжевый) которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода.

В пробирку внести 5—6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель разбавленного раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски. Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор H2SO4 до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле Шателье, изменение окраски раствора.

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции

Каталитическое восстановление железа (III)

Выполнениеработы.                                                     В две пробирки внести по 10 капель 0,5 н. раствора роданида калия и по 1 капле 0,5 н. раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? В одну из пробирок добавить 1 каплю 1 н. раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 10 капель тиосульфата натрия. Наблюдать различную скорость обесцвечивания растворов, которое происходит вследствие восстановления железа (III) до железа (II) тиосульфатом натрия.

Запись данных опыта. Отметить все наблюдаемое. Написать уравнения реакций:

а) взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия, в результате которого образуется Fe(SCN)2 красного цвета; б) восстановления железа (III) в железо (II) тиосульфатом натрия, протекающую по уравнению:

2Fe(SCN)3 + 2Nа2S2О3 = Na2S4O6, + 2Fe(SCN)2 +2NaSCN

Какую окраску имеет Fe(SCN)2? Что являлось катализатором в данном опыте.

4.ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

ВВЕДЕНИЕ

Реакции между ионами и молекулами в растворах электролитов могут приводить к образованию новых ионов и молекул. Условием протекания таких процессов является  образование малодиссоциированных («прочных») соединений. Такими соединениями могут быть слабые электролиты (вода, слабые кислоты, основания, комплексные ионы), плохо растворимые вещества, выпадающие в осадок, а также плохо растворимые газообразные вещества.

К  процессам, идущим с образованием малодиссоциированных соединений, относятся реакции нейтрализации. Они протекают практически необратимо только в случае нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, например:

КОН+НС1 ® КС1+Н2О

ОН-+Н- ® Н2О.

Необратимость таких реакций обусловлена тем, что здесь единственным малодиссоциированным соединением является вода. Несколько иначе протекают другие реакции нейтрализации:

а) слабая кислота + сильное основание

СН3СООН+КОН « СН3СООК+Н2О

СН3СООН+ОН- « СН3СОО-+Н2О;

                                                                              

б) слабое основание + сильная кислота

NH4OH+HNO3 «NH4NO3+H2O

NH4OH+H+«NH4++H2O;

                                                           

в) слабое основание + слабая кислота

NH4OH+ СН3СООН« СН3СОО NH4+Н2О,

NH4OH+ СН3СООН« СН3СОО-+ NH4++Н2О.

                                                    

Реакции обратимы, равновесие данных реакций смещено вправо, т.е. в сторону образования Н2О, т.к. константы диссоциации исходных электролитов больше константы диссоциации воды (вода более «прочное» соединение): KH2O << KCH3COOH ;  KH2O<< KNH4OH.

В тех случаях, когда образующиеся малодиссоциированные соединения представляют собой газы (H2S и другие) или крайне непрочные соединения (Н2СО3, H2SO3), разлагающиеся с образованием газообразных продуктов, газы самопроизвольно удаляются из сферы реакции, процесс становится необратимым, например,

Na2CO3+2HCl ® NaCl+H2CO3 ® NaCl + CO2­+ H2O,

CO32-+2H+ ® CO2­+H2O.

Реакции гидролиза также являются реакциями, протекающими с образованием малодиссоциирующих соединений:

СН3СООNH4+H2O « CH3СООН+NH4OH.

Реакции обратимы, равновесие сдвинуто в сторону образования Н2О, т.к. KH2O << KCH3OOH и KNH4OH :

NH4Cl + HOH « NH4OH + HCl,

NH4+HOH « NH4OH + H+.

Более подробно данный тип реакций будет рассмотрен в разделе «Гидролиз солей» данного методического пособия..

В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например,

BaSO4 (ТВ) « Ba2+ (Р)+SO42- (Р).

Это равновесие описывается константой равновесия, которая зависит только от природы вещества и температуры. Эта константа равновесия называется произведением растворимости и обозначается символом ПР:

ПРBaSO4 = [Ва2+] × [ SO42-].

Реакции, в которых образуются малорастворимые соединения, практически идут до конца:

Na2S+2AgNO3®Ag2S¯+2NaNO3                       
            2Ag+ + S2- ®Ag2S¯.

ПрAg2S = [Ag+]2 × [S2-].

Образование осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превышает значение его ПР.

Растворение осадка - процесс, обратный осаждению. Для того, чтобы создать условия, благоприятствующие переходу осадка в раствор, необходимо уменьшить концентрацию, по крайней мере, одного из ионов, добавив к системе “осадок - раствор” такой реагент, с которым этот ион может образовать

а) малодиссоциированное соединение, например, воду

Fe(OH)3¯ +3H+ ® 3H2O + Fe3+ ,    ПР> (KH2O)3 ;

б) газообразное соединение

BaCO3¯+2H+ « CO2­ + H2O + Ba2+;

в) комплексный ион

AgCl¯ + 2NH4OH ®[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O,  ПР > Кн.

В приведенных примерах смещение гетерогенных равновесий происходит благодаря образованию более “прочных” соединений (т.е. с меньшей константой равновесия) по сравнению с исходными, либо путем полного вывода продуктов реакции из раствора в виде газа.

Прежде чем приступить к лабораторной работе выполните следующие упражнения.

Упражнения

1). В данном ряду из 19 солей найти 6 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ¯. K2SO4, BaSO4, Al2(SO)4, BaCl2, Kcl, CuSO4, Pb(NO3)2, PbSO4, K2CrO4, PbCrO4, K2S, PbS, Nh4Cl, FeCl3, CH3COOK, KNO3, K2CO3, CaCO3.

2). В данном ряду из 13 гидроксосоединений (оснований и кислот) найти 6 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ¯. Сu(OH)2, H2SeO4, NH4OH, H3BO3, KOH, Fe(OH)3, NaOH, Ba(OH)2, Mg(OH)2, Pb(OH)2, HClO4, HNO3, H2SiO3.

3). Подчеркнуть формулы шести слабых электролитов: H2CO3, H2O, CH3COOH, NH4OH, H2S, Hcl, HF, H2SO4, HNO3.

4). В насыщенном растворе какой из трех солей концентрация ионов Pb2+ больше: PbSO4 (ПР = 10-8), PbCrO4 (ПР = 10-14), PbS (ПР = 10-27)?

5). Даны растворы слабых электролитов сероводорода (K1(H2S)= 6×108) и сернистой кислоты (K1(H2SО3)=6×10-2) с одинаковыми концентрациями. В каком растворе концентрация ионов Н+ больше?

 6).Пользуясь справочными данными, рассчитайте растворимость Ag2S  в воде при комнатной температуре. Чему равны концентрации ионов S2- и Ag+  над осадком сульфида серебра? Предложите способ уменьшения растворимости сульфида серебра.

Лабораторная работа

Реактивы

Водные растворы: соляная кислота НС1,2 N ;серная кислота Н2SO4, 2N; сероводород H2S (насыщенный раствор); уксусная кислота СН3СООН, 2N; гидроксид натрия NaOH, 2N; гидроксид калия КОН, 2N;  гидроксид бария Ва(ОН)2 (насыщенный раствор); хлорид бария ВаС12, 2N; хлорид железа FeCl3, 2N; хлорид аммония NH4Cl, 2N; сульфат натрия Na2SO4, 2N; сульфат кальция CaSO4 (насыщенный раствор), сульфат алюминия Al2(SO)3, 2N; сульфат меди CuSO4, 2N; карбонат калия К2СО3, 2N; нитрат калия KNO3, 2N; нитрат свинца Pb(NO3)2, 2N; ацетат натрия CH3COONa, 2N; хромат калия К2CrO4, 2N; сульфид натрия Na2S, 2N.

Описание работы

ВНИМАНИЕ. 1). При проведении реакций растворы реагирующих веществ брать в количествах не более 1 мл (высота уровня жидкости в пробирке не больше 1 см).

 2). При оформлении отчета следует составить уравнения всех выполненных реакций и в молекулярной, и в ионно - молекулярной формах. Обязательно указать количественные критерии “прочности” осадков и молекул слабых электролитов. Отметить цвет выпавших осадков, запах выделяющихся газов.

I. Реакции образования осадков слаборастворимых веществ

К раствору сульфата натрия прилить раствор хлорида бария.

К раствору сульфата меди прилить раствор хлорида бария.

К раствору сульфата алюминия прилить раствор нитрата свинца.

К раствору сульфата меди добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

К раствору хлорида железа (III) добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

К раствору сульфата натрия добавить добавить 1 мл воды и 5 капель раствора нитрата свинца (II). Отметить цвет осадка. Осадок сохранить.

II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.

К раствору ацетата натрия добавить раствор серной кислоты. Обратить внимание на появившийся запах.

К раствору карбоната калия добавить соляной кислоты. Что происходит в растворе?

К раствору хлорида аммония добавить гидроксид натрия. Нагреть. Обратить внимание на появившийся запах аммиака:

                                   to

NH4OH    ®  NH3­ + H2O.

К раствору гидроксида натрия добавить соляной кислоты. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

III. Реакции образования молекул слабых электролитов при разрушении менее “прочных” веществ

К раствору уксусной кислоты добавить раствор NaOH. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

К осадку гидроксида меди (II) добавить по каплям соляную кислоту до “растворения” осадка.

К осадку гидроксида железа (III) добавить по каплям раствор серной кислоты до “растворения” осадка.

Сначала ответьте на вопрос: в насыщенном растворе какого вещества концентрация ионов SO42- больше - в растворе CaSO4 или в растворе BaSO4? А теперь посмотрите, что произойдет, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить 5 капель насыщенного раствора гидроксида бария (ПР(BaSO4)=10-10, ПР(CaSO4)=10-4).

IV. Цепочка последовательно протекающих реакций   образования осадков более “прочных” веществ при разрушении осадков менее “прочных” веществ

1.  В пробирку с осадком сульфата свинца добавить 5 капель раствора хромата калия. Отметить изменение цвета осадка. Осадок взболтать, отфильтровать и промыть на фильтре водой. После этого к осадку на фильтре прилить несколько капель насыщенного раствора сероводорода или сульфида натрия. Отметить новое изменение цвета осадка. Объяснить явления, наблюдаемые при проведении опытов. При этом следует учесть результат выполнения упражнений из вводной части.
2.  Составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. В каких направлениях протекают реакции в системах:

PbSO4¯ + CrO4-2 = PbCrO4¯ + SO42- .

                         ПР = ?                    ПР = ?

PbCrO4¯ + H2S = PbS¯ + 2H+ + CrO42-.

                    ПР = ?   К(H2S) = ?    ПР = ?  

Контрольные вопросы

В каких опытах проведенные реакции являются реакциями нейтрализации?

Указать ионно - молекулярное уравнение реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием.

Указать особенности ионно - молекулярных уравнений реакций нейтрализации с участием слабых кислот и оснований.

Какие физико-химические константы веществ можно использовать в качестве критерия их “прочности” при решении вопроса о направлении самопроизвольно протекающих реакций в растворах?

Объяснить химизм потемнения старых картин, написанных масляными красками, в которых свинцовые белила со временем чернеют под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода.

5. Водородный показатель

Введение

Вода является весьма слабым электролитом. Диссоциация воды может быть выражена уравнением

Н2О « Н++ОН- .

Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H+]×[OH-] /[H2O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K×[H2O] =[H+]×[OH-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называется ионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25оС

Kw = [H+]×[OH-] = 1× 10-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H+]=[OH-]=Ö1× 10-14 = 10 - 7 моль/л - среда нейтральная;

если [H+] > 10-7 моль/л - среда кислая;

если [H+] < 10-7 моль/л - среда щелочная.

        Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = - lg[H+];  pOH = - lg[OH-]

соответственно

рН + рОН = 14.

Для экспериментального определения кислотности или основности среды используют слабые органические кислоты и основания, которые называются индикаторами. Окраска индикаторов в недиссоциированном состоянии отличается от окраски их ионов. Диссоциацию на ионы такого индикатора, например, метилового оранжевого, можно представить в общем виде следующим образом:                                        

RH « H++R-

красный        желтый

При увеличении [H+] равновесие сместится влево, в сторону красной окраски, при уменьшении [H+], т.е. при добавлении [OH-] - соответственно вправо, в сторону желтой окраски.

Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Изменение цвета
Метиловый оранжевый Метиловый красный Лакмус Ф\ф	3,2-4,4             4,4-6,2             5,0-8,0 8,2-10,0	От красного до желтого От красного до желтого От красного до синег От бесцветного до малинового

На основе свойств кислотно-основных индикаторов создан универсальный индикатор. Смесь простых индикаторов подобрана так, что окраска раствора с каплей такой смеси изменяется непрерывно с изменением рН в широком интервале. Промышленность выпускает универсальную бумагу. По изменению окраски такой индикаторной бумаги с помощью цветовой шкалы определяют рН раствора. Для измерения рН наряду с химическими индикаторами используется специальный прибор - рН-метр. РН-метр состоит из милливольтметра и двух электродов. В исследуемый раствор опускают два электрода - стандартный и индикаторный. Потенциал стандартного электрода jстанд. постоянен в любом растворе, потенциал индикаторного электрода jинд. зависит от рН раствора. Милливольтметр рН-метра отградуирован не в вольтах, а в единицах рН. Поэтому при измерении разности потенциалов (jстанд. - jинд.) по шкале милливольтметра определяется рН раствора.

Лабораторная работа

Реактивы:

1. Соляная кислота - 0.2 N

2. Гидроксид калия - 0.2 N

3. Метиловый  оранжевый

4. Фенолфталеин

5. Метиловый красный

6. Лакмус

7. Уксусная кислота - конц.

8. Уксусная кислота разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

9. Гидроксид аммония разной концентрации : 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

            

Опыт 1.

В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли соляной кислоты, а в третью 2 - 3  капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице (см. следующую страницу) цвет индикатора и рН по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.

Опыт 2. 

Налить в пробирку 4 мл Н2О, прибавить 1 - 2 капли концентрированной уксусной кислоты и 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему ? Дать в журнале письменное объяснение. Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение для константы ее диссоциации.

		Реакция раствора
Индикатор	рН< 7	рН = 7	рН>7
	цвет	универ. РН	цвет	унвер. РН	цвет	универ. РН
1.Метиловый оранжевый 2.Метиловый красный 3.Фенолфталеин 4. Лакмус

Разделить полученный раствор на две пробирки; в одну добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Концентрация каких ионов изменилась ? Как изменился рН среды ?  Используйте универсальный индикатор.

Опыт 3.

Получить стаканчик с раствором уксусной кислоты или гидроксида аммония. Вместе с  лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксогрупп, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у преподавателя.

Контрольные вопросы

1. Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую среду от нейтральной?

2. Почему кислотно-основные индикаторы при изменении рН меняют окраску раствора ?

3. С помощью какого способа можно точно оределить рН : универсальный индикатор, основно-кислотный индикатор, рН-метр ?

4. При какой концентрации бромноватистой кислоты (К = 2,5 × 10-9) рН ее раствора равен 5?

Определить в каком растворе больше рН : 0,01 М растворе НС1 или 0.1 М растворе НCN? КHCN= 7.9 × 10-10.

9. Гидролиз солей

Введение

В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Гидролиз солей есть особая обменная реакция, протекающая между солью и растворителем - водой, приводящая к образованию малодиссоциирующих молекул или ионов.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания, например,

NaCl :           NaOH + HCl ® NaCl + H2O;

CH3COOK :     CH3COOH + KOH ® CH3COOK + H2O;

NH4NO3 :         NH4OH + HNO3 ® NH4NO3 + H2O;

Соль, растворенная в воде, как правило, полностью диссоциирована на ионы:

NaCl ® Na+ + Cl-;

CH3COOK ® CH3COO- + K+;

NH4NO3 ® NH4+ + NO3-.

Молекулы воды, окружающие ионы, могут быть для них источниками Н+ или ОН-:

CH3COO- + H2O « CH3COOH + OH-;

NH4+ + H2O « NH4OH + H+.

Однако на такое расщепление молекул воды способны не все ионы, а лишь анионы несильных кислот и катионы несильных оснований, которые с трудом теряют Н+ и ОН-:

CH3COOH « CH3COO- + H+  - слабая кислота;

NH4OH « NH4+ + OH-  - слабое основание.

NaOH и HCl - сильные основание и кислота, то есть они легко теряют ОН- и Н+ в растворе:

NaOH ® Na+ + OH-,

HCl ® H+ + Cl-.

Обратные процессы не идут, следовательно, тем более не пойдут реакции:

Na+ + H2O ® NaOH + H+ ,

Cl- + H2O ®HCl + OH-.

Суммируя вышесказанное, можно заключить, что гидролизу подвержены соли, образованные несильными кислотами и несильными основаниями. Ниже приведены примеры процессов гидролиза солей.

1. Соль образована несильной кислотой.

Диссоциация:

CH3COOK®CH3COO-+K+(необратимо).  (1)

Гидролиз:

CH3COO-+H2O«CH3COOH+OH-(обратимо).  (2)

Образующиеся ОН- группы обуславливают щелочную среду раствора (рН>7). Однако из молекулярного уравнения гидролиза это не очевидно, так как образуются кислота и основание:

CH3COOK+H2O«CH3COOH+KOH.                (3)

    кислота        основание

Степень гидролиза h - доля молекул (ионов), вступивших в реакцию с водой.

Константа гидролиза - константа равновесия реакции гидролиза (2), умноженная на концентрацию воды:

КГ=K×[H2O]=(([CH3COOH]×[OH-])/([CH3COO-]×[H2O]))×[H2O]==[CH3COOH]×[OH-]/[CH3COO-] =

=([CH3COOH]×[OH]×[H+])/([CH3COO-]×[H+])= KW/Ka,

где Ка - константа кислотности (константа диссоциации уксусной кислоты), КW - ионное произведение воды. В общем случае для соли, образованной слабой кислотой,

KГ=KW/Ka .

Между константой и степенью гидролиза существует простая связь:

KГ = С×h2/(1-h),

где С - молярная концентрация соли в растворе. При h<<1,  KГ»С×h2, откуда следует

h = Ö(KГ/C).

Зная степень гидролиза, легко рассчитать рН:

[OH-]=h×C,  [H+]=KW/[OH-].

2. Соль образована несильным основанием

Диссоциация:

NH4NO3 ® NH4+ + NO3- (необратимо).

Гидролиз:

NH4+ + H2O « NH4OH + H+ (обратимо).

Образование ионов водорода свидетельствует о том, что раствор соли кислый (рН<7). Уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде:

NH4NO3 + H2O « NH4OH + HNO3.

Аналогично предыдущему случаю,

KГ=KW/Kb ,

h = Ö(KГ/C),

где Кb - константа диссоциации слабого основания, С - молярная концентрация соли. Однако здесь в ходе реакции гидролиза образуются протоны, поэтому

[H+] = h×C.

3. Соль образована несильной кислотой и несильным основанием

Диссоциация:

NH4F® NH4+ + F-.

Гидролиз:

NH4+ + H2O « NH4OH + H+ (обратимо),

F- + H2O « HF + OH- (обратимо).

Но продукты гидролиза взаимно нейтрализуются:

H+ + OH- ® H2O (необратимо).

Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье, реакции гидролиза сильно смещаются вправо для восполнения потерь H+ и OH-, то есть гидролиз может идти практически до конца:

NH4+ +F- + H2O ® NH4OH + HF ,

а pH раствора будет близок к 7. Однако, если Ка>Kb, то рН<7 и наоборот, если Ka<Kb, то рН>7. Константа и степень гидролиза могут быть найдены из уравнений

KГ=KW/(Kb×Ka) ,

KГ = С×h2/(1-h),

причем в соответствии с вышесказанным, h®1.

4. Ступенчатые реакции гидролиза

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла,  то гидролиз идет ступенчато с образованием кислых или основных солей. Например:

Na2CO3 ® 2Na+ + CO32-.

Первая ступень:

CO32- + H2O « HCO3- + OH-

или в молекулярном виде:

Na2CO3 + H2O « NaHCO3 + NaOH.

Здесь устанавливается равновесие между ионами CO32- и HCO3-, присутствие которых характерно для второй ступени диссоциации угольной кислоты:

HCO3- « CO32- + H+;   Ka2=4.7×10-11.

Поэтому константа гидролиза по первой ступени этой соли определяется константой диссоциации угольной кислоты по второй ступени:

KГ1 = KW/Ka2.

Вторая ступень: здесь рассматривается взаимодействие с водой продуктов гидролиза первой ступени

HCO3- + H2O « H2CO3 + OH-

или в молекулярном виде

NaHCO3 + H2O « H2CO3 + NaOH.

Равновесию HCO3-  « H2CO3 соответствует первая ступень диссоциации угольной кислоты

H2CO3 « HCO3- + H+;   Ka1=4.5×10-7,

поэтому

KГ2 = KW/Ka1.

Однако второй ступенью гидролиза по сравнению с первой можно пренебречь, так как Ka1>>Ka2.

Аналогично, гидролиз нитрата свинца (II) можно представить в виде схемы

Pb(NO3)2 ® Pb2+ + 2 NO3-;

первая ступень:

Pb2+ + H2O « PbOH+ + H+

или 

Pb(NO3)2 + H2O « Pb(OH)NO3 + HNO3,

KГ1 = KW/Kb2;

вторая ступень:

PbOH+ + H2O « Pb(OH)2 + H+

или

Pb(OH)NO3 + H2O « Pb(NO3)2 + HNO3,

KГ2 = KW/Kb1, причем КГ1>>КГ2.

Лабораторная работа

Реактивы

Индикаторы: универсальная индикаторная бумага, раствор лакмуса, раствор фенолфталеина.

Растворы: 1 М ацетат натрия, 1 М хлорид сурьмы (III), 0.1 М хлорид железа (III), 2 М НСl, насыщенный раствор сульфида натрия.

Кристаллические соли: ацетат натрия, карбонат калия, хлорид натрия, хлорид аммония, сульфат цинка, фосфат натрия, сульфит натрия, сульфат натрия.

Металлический магний.

Выполнение работы

Опыт 1. Анализ рН растворов различных солей.

В семь пробирок налить на 1/3 их объема дистиллированной воды. В каждую пробирку добавить две капли нейтрального раствора лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, в остальные добавить по несколько кристалликов солей или несколько капель насыщенных растворов CH3COONa, Na2S, K2CO3, Na3PO4, NH4Cl, NaCl.  Содержимое пробирок встряхнуть. По изменению окраски лакмуса сделать вывод о рН раствора соли. Результаты занести в таблицу

Формула соли	Окраска лакмуса	РН раствора

Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения возможного гидролиза солей.

Опыт 2. Влияние силы кислоты, образующей соль, на степень гидролиза соли.

В 3 пробирки налить дистиллированной воды на 2/3 их объема. В первую пробирку внести несколько кристалликов сульфита натрия, во вторую - карбоната натрия, в третью - сульфата натрия. В каждую пробирку добавить по одной капле фенолфталеина.

Обратить внимание на интенсивность окраски растворов. Для какой соли степень гидролиза больше? (Подсказка: обратитесь к таблице констант диссоциации в конце данного практикума.) Написать уравнения гидролиза солей по первой ступени.

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза соли.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида железа (III). Нагреть раствор до кипения. Отметить и объяснить изменения в растворе. Написать схему гидролиза.

Опыт 4. Влияние рН раствора на степень гидролиза.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида железа (III). Добавить 2 капли раствора лакмуса. Оценить рН раствора. Написать уравнение гидролиза с образованием гидроксокатиона.

Положить в пробирку с исследуемым раствором магниевую стружку. Какой газ образуется? Каков состав образующегося осадка? Оценить изменение рН раствора в ходе реакции. Как влияет уменьшение концентрации ионов водорода на полноту протекания гидролиза исследуемой соли? Написать уравнения наблюдаемых реакций.

Опыт 5. Влияние концентрации раствора соли на степень гидролиза.

Налить в пробирку 3-4 мл раствора хлорида сурьмы (III). Постепенно, по каплям, прибавлять воду до выпадения осадка хлорида оксосурьмы SbOCl.

Написать уравнения гидролиза  исследуемой соли. (Подсказка: хлорид оксосурьмы образуется при отщеплении молекулы воды от хлорида дигидроксосурьмы Sb(OH)2Cl - продукта второй ступени гидролиза.) Как влияет разбавление на степень гидролиза? Добавлением какого реактива можно снизить степень гидролиза исследуемой соли? Проверить свое предположение на опыте.

Контрольные вопросы

Что такое гидролиз? В чем его отличие от диссоциации и гидратации?

Каковы количественные характеристики полноты протекания гидролиза?

Как влияет на полноту протекания гидролиза природа веществ и внешние условия?

До какой степени при обычных условиях протекает гидролиз многозарядных катионов и анионов?

Какая соль больше подвержена гидролизу: NH4Cl или NaF? Напишите схемы гидролиза. Рассчитайте  рН 0.1 М растворов этих солей.

Как усилить или подавить гидролиз?

7. Окислительно-восстановительные реакции.

ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Изменение степеней окисления происходит вследствие перехода электронов от одних атомов к другим. Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атомов, называется окислением:

Fe - 2e ®  Fe2+ .    (1)

Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атомов, называется восстановлением:

S + 2e ® S2-.   (2)

В ОВР  атом, принимающий электроны, называется окислитель, а атом, отдающий электроны, - восстановитель. Следовательно, окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдает электроны и окисляется.

В любой ОВР, как и в любом другом химическом или физическом процессе, должны выполняться законы сохранения вещества (атомов) и заряда (электронов). Следовательно, в ОВР число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. На этом положении основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Наиболее распространенным методом является метод полуреакций. Рассмотрим его на примерах.

Пример 1:     C + HNO3 ® CO2 + NO + H2O.

1). указываем степень окисления у тех элементов, которые ее изменяют в ходе реакции:

C0 + HN+5O3 ® C+4O2 + N+2O +H2O.

Отсюда видно, что С0-восстановитель,аN+5-окислитель.  

2). В растворе атом-окислитель находится в составе иона NO3-, а атом-восстановитель в виде простого вещества С; продукт восстановления - молекула NO, а продукт окисления - молекула CO2. Следовательно, реально мы имеем переходы:

C ® CO2,

NO3-  ® NO.

Однако в этих переходах не выполняются законы сохранения вещества и зарядов. Углерод должен получить два атома кислорода. Так как реакция протекает в водном растворе, источником кислорода могут быть молекулы воды. Две молекулы воды отдадут два иона кислорода О-2, однако в качестве побочных продуктов будут четыре иона водорода Н+. Ионы кислорода связываются с углеродом с образованием СО2:

С + 2Н2О  ® СО2 + 4Н+.

В этой полуреакции уже выполнен закон сохранения вещества, однако не выполнен закон сохранения зарядов: суммарный заряд частиц слева от стрелки равен нулю, а справа +4. Следовательно, для соблюдения закона сохранения зарядов из левой части уравнения необходимо вычесть 4 электрона:

С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+.

При составлении полуреакции перехода NO3- в NO следует воспользоваться «услугами» ионов водорода, которые присутствуют в растворе (HNO3®H+ + NO3-):

NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O

3).Для двух полученных полуреакций

С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+,

NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O

добьемся равенства чисел отданных и принятых электронов. Очевидно, что для этого первую полуреакцию нужно умножить на 3, а вторую на 4:

С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+     ´3,

NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O  ´4.

Сделаем это и сложим обе полуреакции, произведя необходимые сокращения:

3С+4NO3- + 4H+® 3СО2 +  4NO + 2H2O.

В результате мы получили ионное уравнение реакции. Ее молекулярный вид:

3С+4 НNO3 ® 3СО2 +  4NO + 2H2O.

Все коэффициенты в нем уже присутствуют.

 Пример 2.

3H2S-2+K2Cr+62O7+4H2SO4®3S0+Cr+32(SO4)3+K2SO4+ 7H2O

Н2S - 2e- ® S +2H+´3,

Cr2O72-+14H++6e® 2Cr+3 +7H2O   ´1.

Лабораторная работа.

Цель работы: Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительныеи восстановительные свойства отдельных веществ.

Оборудование и реактивы

Пробирки конические.  Сульфит натрия.  Растворы:  серной кислоты (2 М), перманганата калия (0,05М), дихромата калия (0,05М), гидроксида натрия (конц.), сульфита натрия (0,1М), иодида калия (0,1М), нитрита натрия (0,1М),   серной кислоты (конц.),  судьфида натрия (0,1М).  Бромная вода. Аммиак (25%-ный).Пероксида водорода(3%-ный).

ОПЫТ 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах

В три пробирки внести по 3—4 капли раствора перманганата калия КМnO4. Затем в первую добавить 3—4 капли разбавленного раствора Н2SO4, во вторую — 3—4 капли воды, в третью — 3—4 капли концентрированного раствора NaОН. В каждую пробирку внести  сульфита натрия Nа2SО3 до изменения цвета раствора.

   Отметить наблюдаемые изменения. Написать уравнения реакций между КМnO4 и Nа2SО3 в кислой, нейтральной и щелочной средах. Рассчитать ЭДС реакций, используя таблицу стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Сделать заключение об окислительной способности перманганата в разных средах.

ОПЫТ 2. Окислительные свойства дихромата калия

Определить возможность протекания реакции

Cr2O72- + 14H+ + 6е - = 2Cr3+ + 7H2O

при использовании в качестве восстановителей — иодида калия KI и нитрита натрия NaNO2, рассчитав ЭДС каждой реакции. Подтвердить правильность ответа опытным путем. Для этого в три пробирки внести по 3—4 капли раствора дихромата калия К2Сг2О7 и по 3—4 капли разбавленного раствора H2SO4. В первую пробирку добавить раствор иодида калия KI, во вторую —  раствор нитрита натрия NaNO2 до появления устойчивой окраски. Записать наблюдения и уравнения реакций.

ОПЫТ 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления

Убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия NaNO2.

Для этого в одну пробирку поместить 3—4 капли раствора перманганата калия КМnO4, подкислить разбавленным раствором Н2SO4 и добавить раствор NaNO2 до обесцвечивания раствора.

В другую пробирку внести 3—4 капли раствора иодида калия KI, подкислить разбавленным раствором H2SO4 и добавить раствор NaNO2 до изменения окраски.

Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения реакций. В каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком — окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы.

ОПЫТ 4. Реакции диспропорционирования

А. Внести в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавить к ней по каплям 2н. раствор щелочи до обесцвечивания раствора.

Написать уравнение реакции взаимодействия брома со щелочью, учитывая, что при этом получаются соли бромоводородной и бромноватистой HBrO кислот. Указать, как изменяется степень окисления брома. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования?

Б. В пробирку с несколькими каплями пероксида водорода H2O2 прибавить 2н. раствор серной кислоты. Какой газ выделяется?

Составить схему реакции диспропорционирования пероксида водорода с образованием кислорода и воды. Подобрать коэффициенты методом полуреакций.

ОПЫТ 5. Восстановительные свойства атомов в низшей  степени окисления

В две пробирки внести по 2-3 капли бромной воды. В первую пробирку добавить несколько капель Na2S, во вторую -25%-ного раствора аммиака. Что происходит с окраской растворов?

Написать уравнения реакций, учитывая, что одним из продуктов взаимодействия брома с сульфидом натрия является сера, а во втором случае из аммиака образуется азот. Какие свойства в протекавших окислительно- восстановительных реакциях проявляли сера(-II)и азот(-III)? Могут ли они являться окислителями в химических реакциях?

Контрольные вопросы и упражнения

1.Какие из реакций являются окислительно-восстановительными:

а) Zn + H2SО4 = ZnSО4 + Н2

б) 3Zn + 4Н2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4Н2O

в) Zn (ОН)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

г) Zn (ОН)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4]

2.К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждый приведенный пример:

а) Nа3АsО3 + I2 + H2O= Na3AsO4 + 2HI

б) Cl2 + 2NaOH = NaCl+ NaClO + H2O

в) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

3. Какие из веществ могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: КМnO4, МnО2, Na2SO3, V2O5, KI, HNO2?

4. По приведенной электронно-ионной схеме составить уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной форме:

10Fe2+ - 10е- =10Fe3+

2MnO-4 + 10е- + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O

5. Какой из окислителей является наиболее сильным: МnО2, PbO2, K2Cr2O7?

6. В каком направлении будет протекать реакция:

2КСгO2 + ЗВг2 + 8КОН ↔ 2KCrO4 + 6KBr + 4Н20

7. Дописать уравнения реакций и подобрать коэффициенты:

а) КМnO4 + Zn + H2SO4 =

б) Cl2+ I2 + Н2O =

 в) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4=     

8. Комплексные соединения

Лабораторная работа

Цель работы

Ознакомление со свойствами комплексных соединений и двойных солей; получение комплексов различного типа; изучение устойчивости комплексных соединений с помощью качественных реакций.

Оборудование и реактивы

Пробирки конические. Растворы:  сульфата меди (0,1 М),сульфата цинка (0,1 М), сульфата кадмия (0,1 М), хлорида бария (0,1 М), сульфата алюминия (0,1 М),  сульфата хрома (0,1 М), соли Мора (0,1 М),  сульфата никеля (0,1 М), соляной кислоты (конц.), аммиака (25%-ный, 0,1 М), гексацианоферрата(П) калия(0,5н.), сульфид натрия.

Опыт 1. Получение и исследование комплексного        соединения сульфата тетраамминомеди (II)

Поместить в две пробирки по 10 капель 1 н. раствора сульфата меди и добавить, в одну из них 2 капли хлорида бария. На присутствие какого иона указывает выпавший осадок? Во вторую пробирку внести кусочек гранулированного олова и наблюдать выделение на его поверхности красноватого налета меди.                     

Получить комплексное соединение меди, для чего поместить в пробирку 10—15 капель раствора сульфата меди и  по каплям добавлять гидроксид аммония NH4OH. Наблюдать растворение выпавшего вначале осадка основного сульфата меди [CuOH]2SO4 и изменение цвета раствора при образовании комплексного сульфата тетра-амминомеди (II) [Cu(NH3)4]SO4. Полученный раствор разделить в две пробирки и провести те же два опыта, которые были проделаны с раствором медного купороса. Выпадает ли осадок при добавлении хлорида бария? Выделяется ли медь на грануле олова?

Написать уравнения всех проведенных реакций. Есть ли различие в поведении сульфата меди и комплексной соли по отношению к каждому добавленному реактиву? Написать уравнение электролитической диссоциации сульфата тетраамминомеди (II).

 Опыт 2.Анионные и катионные комплексы.

А. Гидроксокомплексы

В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома(Ш) и алюминия. В каждую из них добавлять по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи. Написать уравнение реакции образования растворимых гидроксокомплексов, содержащих ионы [Zn(OH)4]2-, [Сr(OH)6]3-, [Аl(OH)6]3-.

Б. Комплексное основание никеля

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся_в пробирку 3—4 капли раствора сульфата никеля и такой же объем раствора едкого натра. Полоской фильтровальной бумаги удалить жидкую фазу.

К осадку добавить 5—6 капель конц. раствора гидроксида аммония. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni2+ в растворе сульфата никеляс окраской полученного раствора.

Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Написать уравнения реакций: образования гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания (координационное число никеля принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.

Опыт 3.Комплексные соединения в реакциях обмена

А. В пробирку к 4—5 каплям раствора сульфата меди добавить такой  же объем раствора комплексной соли K4lFe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.                                       

Б. Получить раствор тетрамминомеди(II) (см. опыт 1), прибавить к полученному раствору 3-5 капель Na2S. Написать уравнение реакции и объяснить выпадение черного осадка, учитывая, что ПРCuS= 8,5×10-45 .

Контрольные вопросы и упражнения

1. Определить степень окисления и координационное число комплек-сообразователя в следующих соединениях:

K2[PtCl4],[Со(NН3)3С13],[Ti(H2O)4Br2]Br,K2       [Pt(C2O4)Cl2].

2. Представить координационные формулы следующих соединений:

КС1 • АuСl3, 2NH4C1 • PtCl4, Na2C2O4 • СuС2O4, PtCl2 • 4NН3.

3. По .Кнест оценить устойчивость комплексных ионов:

[Mg(NH3)6]2+,[Cu(NH3)4]2+, [Ag(NH3)2]+, [Co(NH3)6]2+.

9.Тепловые  эффекты  химических  процессов

Лабораторная работа

Цель работы:

Определение с помощью простейшего калориметра теплоты реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой и теплоты растворения солей.

Описание исследуемых процессов

Согласно теории электролитической диссоциации, реакция между растворами сильной кислоты и сильного основания, например,

HCl(p) + NaOH(р) ® NaCl(р) +H2O ,

независимо от того, какие кислоты или основания были взяты, может быть представлена в виде

Н++ ОН- ®Н2О + 56.9 кДж.

Таким образом, в основе этих реакций лежит одно и то же термохимическое уравнение.

Растворение кристаллических солей представляет сложное физико-химическое явление. При растворении кристаллической соли протекают два основных процесса : первый - эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки; второй - экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества с молекулами растворителя с образованием гидратированных ионов. В зависимости от того, какой из двух тепловых процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть положительной или отрицательной величиной.

Расчет теплоты из экспериментальных данных

Расчет теплоты, поглощающейся или выделяющейся в калориметре, в данной работе проводим исходя из следующих допущений:

1) считаем, что тепловой эффект проявляется только в изменении температуры раствора и стекла конической колбы - реактора;

2) пренебрегаем относительно небольшими потерями тепла в окружающую среду;

3) принимаем теплоемкость раствора равной теплоемкости воды.

С учетом сделанных допущений выделяющуюся или поглощаемую в калориметре теплоту вычисляем по формуле

q = (cР  ×mР + cС × mС) × DT,

где сР = 4.184 кДж/(кг×К); сС=0.75 кДж/(кг×К) - удельные теплоемкости раствора и стекла; mР и mС - массы раствора и стеклянной колбы-реактора; DТ - изменение температуры калориметра в ходе процесса.

Таким образом, задача калориметрического эксперимента сводится к точному определению изменения температуры калориметра DT, обусловленному тепловым эффектом.

Оборудование и реактивы         

Калориметр, термометр с точностью не хуже 0.1о С. весы с точностью измерения 0.01 г. Мерный цилиндр на 100 мл. Ареометр.

Реактивы: 1М НС1; 1М НNO3 ; 3М NaOH; CuSO4 (безводный); CaSO4×5H2O (кристаллогидрат).         

   

Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой.

В сухую коническую колбу с известной массой с помощью мерного цилиндра залейте  150 мл 1М раствора соляной кислоты и поместите ее в стакан, внутри которого размещены теплоизолирующие прокладки из пенопласта. Закройте калориметр крышкой с отверстием для термометра.

Налейте в мерный цилиндр 50 мл 3М раствора NaOH и измерьте его температуру. Необходимо, чтобы температуры исходных растворов были одинаковы.

Каждый калориметрический опыт начинают с определения температурного хода калориметрической системы. Для этого в течение нескольких минут измеряют температуру калориметра. Показание термометра фиксируют через каждую минуту. Если в течение 5 минут изменения температуры невелики и равномерны (эти изменения составляют начальный период опыта), то в определенный момент отсчета вылейте в калориметр через воронку приготовленный раствор щелочи. Перемешайте растворы. С момента сливания растворов начинается главный период опыта. За счет теплового эффекта протекающей химической реакции происходит резкое изменение температуры. По окончании реакции нейтрализации температурный ход в калориметре станет снова равномерным. Момент наступления равномерного хода в калориметре является концом главного и началом конечного периода.

В конечном периоде в течение 5 минут температурные отсчеты проводятся через минуту, как и в начальном периоде.

Результаты температурных измерений изображаются в виде графика на миллиметровой бумаге. На рисунке проводится график изменения температуры в реакции нейтрализации. Здесь линии АВ, ВС и СD соответствует начальному, главному и конечному периодам реакции. Наличие температурного хода линии СD свидетельствует об имеющем место теплообмене калориметра с окружающей средой. В расчетах максимальной температуры раствора теплообмен учитывается следующим образом. Прямая АВ экстраполируется вправо, а прямая СD - влево. Интервал времени ВС делится пополам и из точки М1 проводится перпендикуляр к оси абсцисс. Отрезок HCT соответствует изменению температуры калориметра DТ, вызванному протеканием химического процесса с поправкой на теплообмен.

Для расчетов потребуется также значение массы раствора, находящегося в калориметре, которую можно определить либо путем взвешивания, либо из выражения  mР = V×r, где V = 200 мл, а значение r можно измерить с помощью ареометра или принять равным       1 г/мл.

По указанию преподавателя процедуру определения DТ можно упростить.

1.Измерьте  температуру раствора кислоты в колбе  - ТК .

2.Измерте температуру раствора щелочи в цилиндре - ТЩ.

3.Начальную температуру раствора после смешения рассчитайте по формуле

Т1 = (ТК ×150 + ТЩ × 50) / 200.

4.Залейте раствор щелочи в колбу-калориметр. Сразу же после смешения закройте колбу крышкой с термометром. Энергично взбалтывая полученный раствор следите за его температурой. Отметьте максимальную температуру Т2.

5.Рассчитайте DТ = Т2 - Т1.

Результаты выполненных измерений запишите в таблицу.

№ опыта	Масса колбы-калоримет-ра, mС, г	Масса раствора в колбе, mР, г	Начальная температура раствора	Изменение температуры калориметра DТ	Использованная кислота
			кис-лота	NaOH

Тот же эксперимент проделайте с 1М раствором HNO3.     

На основании полученных данных определить

1) количество теплоты [кДж], выделившееся при протекании реакции нейтрализации;

2) число  молей образовавшейся в ходе реакции воды (рассчитать из значений концентрации щелочи или кислоты и уравнения химической реакции);

3) рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации (кДж/моль Н2О) и составить термохимическое уравнение изучаемой реакции;

4) сравнить значения тепловых эффектов нейтрализации 1М раствора НС1 и 1М раствора HNO3; cделать вывод.

Опыт 2. Определение тепловых эффектов растворения солей

Опыт проводится в той же калориметрической установке и по той же методике, которая описана в опыте 1.В колбу налейте 200 мл дистиллированной воды и снимите начальный температурный ход калориметра. Взвесьте ~ 5 г безводной соли с точностью до 0.01 г. Быстро внесите навеску в колбу. При постоянном взбалтывании раствора следите за показаниями термометра. Температурные измерения представьте графически и рассчитайте значения DТ.

            Результаты опыта запишите в таблицу.

№ опыта	Масса колбы m1, г	Масса соли	Масса воды	Масса раствора	Изменения температуры  Т1	DТ

Опыт  повторите с кристаллогидратом соли, взяв навеску ~ 8 г. Результаты опыта запишите в таблицу.

По данным проведенного эксперимента

1) рассчитать теплоту растворения безводной соли, кДж/моль;

2) рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата, кДж/моль;

3) используя закон Гесса по найденным теплотам растворения безводной соли и ее кристаллогидрата рассчитать теплоту гидратации безводной соли и составить термохимические уравнения этой реакции

CuSO4(кр.) + 5H2O(ж.) = CuSO4× 5H2O(кр.) + Q1 .(1)

При этом следует иметь в виду, что процесс растворения безводного сульфата меди может быть представлен в виде двух последовательно протекающих процессов : процесса (1) и

CuSO4 × 5H2O(кр.) = CuSO4(p) + 5H2O + Q2(2)          или в виде одного суммарного уравнения

CuSO4(кр.)  = CuSO4(p)  + Q3 ,

где Q2 и Q3 - теплоты растворения кристаллогидрата и безводной соли. Учитывая, что начальное и конечное состояния в обоих случаях одинаковы, на основании  закона Гесса,  Q3 = Q1 + Q2, откуда Q1 = Q3 - Q2.

Контрольные вопросы

1.Рассчитайте стандартную теплоту образования диоксида азота NO2(г), если стандартный тепловой эффект реакции 2 NO2(г) « N2O4 (г)  при 298К равен - 58,4 кДж/моль, а стандартная теплота образования N2O4(г) равна 9,4 кДж/моль.

2. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции СО(г) + 1/2 О2=СО2(г) при 298 К и 1 атм. Ответ подтвердите расчетом.

3. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно 285,8 и 241,8 кДж/моль. Рассчитайте теплоту испарения воды при 25оС.

10. Жесткость воды

Введение

Абсолютно чистой воды  в природе не бывает. При взаимодействии воды с атмосферой и почвой в ней растворяются органические и неорганические соединения. Особое значение имеют присутствующие в воде многозарядные катионы Ca2+ и Mg2+. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Жесткость воды подразделяют на карбонатную  и некарбонатную.

Карбонатной называют жесткость, обусловленную  присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. При повышении температуры, особенно при кипячении, эти соли разлагаются с образованием малорастворимых карбоната кальция и гидроксида магния и жесткость устраняется :                                                        

                               to

Ca(HCO3)2 ® CaCO3¯+H2O+CO2­,

                                to

Mg(HCO3) ® Mg(OH)2¯ +2CO2­.

Поэтому карбонатную жесткость еще называют временной.

Некарбонатная жесткость определяется содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. При кипячении эти соли не удаляются из воды. Поэтому некарбонатную жесткость еще называют постоянной. Сумма постоянной и временной жесткости дает общую жесткость воды.

Жесткость характеризуют числом моль эквивалентов солей Са2+ и Mg2+ в 1л воды. Жкарб. - карбонатная жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов анионов НСО3- в 1л воды: Жкарб.= СN(НСО3)×103, мэкв/л. Жобщ. - общая жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов катионов Ca2+, Mg2+ в 1л воды: Жобщ.= [СN(Са2+)+СN(Mg2+) ]× 103, мэкв/л.

Жнекарб.=Жобщ. - Жкарб.

Жесткая вода непригодна в качестве теплоносителя на энергообъектах, ее вкусовые качества невелики, стирка в жесткой воде возможна только при повышенном расходе моющих средств. Поэтому воду умягчают, т.е. снижают содержание ионов Ca2+ и Mg2+.

Один из простейших способов устранения жесткости  - кипячение (см. выше уравнения протекающих при этом реакций). В этом случае из воды удаляются лишь гидрокарбонаты. Химические способы устранения жесткости – известкование  (добавление в воду гашеной извести Ca(OH)2) и содирование (добавление кальцинированной соды Na2CO3). Современными методами умягчения воды являются дистилляция (испарение воды с образованием концентрированных растворов солей), обратный осмос (молекулярное фильтрование) и ионный обмен (сорбция ионов Са2+ и Mg2+ полимерными смолами, сопровождающаяся поступлением в воду эквивалентных количеств других катионов, например, H+)

Определение карбонатной жесткости основано на реакции    

HCO3- + H+ ® H2O + CO2  (Н2СО3).

Образующийся углекислый газ остается в растворе в виде Н2СО3, т.к. его количество невелико. Раствору СО2 в воде соответствует рН » 4, поэтому точку эквивалентности определяют по изменению окраски метилового оранжевого, которая при рН = 4 переходит из желтой в оранжевую.

Общую жесткость воды можно определить с помощью раствора двухзамещенной натриевой соли этилендиаминтетерауксусной кислоты (комплексон III, Na2ЭДТА или трилон – В):  

      HO                                     OH

      :O=C-CH2                   CH2-C=O:       

    N-CH2-CH2-N           

       :O=C-CH2                    CH2-C=O:           

       NaO                                     Ona 

      (Na2H2ЭДТА)

Это вещество за счет электронных пар, обозначенных точками, образует донорно–акцепторные связи с комплексообразователями, в качестве которых выступают ионы Са2+ и Mg2+. При образовании комплекса происходит замена двух ионов водорода соли на 1 ион  металла:

Са2+ + Н2ЭДТА2- ®[Са(ЭДТА)]2- + 2Н+

Mg2++ Н2ЭДТА2- ®[ Mg(ЭДТА)]2- + 2Н+

Образующиеся комплексы очень устойчивы (КН » 1×10-11 для первого, КН » 1×10-9 для второго), т.к. число донорно–акцепторных связей 1 иона  металла с 1 молекулой–лигандом (дентантность) равно 6. При  титровании трилон–В  реагирует с ионами металлов до тех пор, пока все  ионы Са2+ и Mg2+  не окажутся связанными.

Индикатором точки эквивалентности служат соединения, дающие с ионами Са2+ или Mg2+ окрашенные комплексы, менее прочные, чем комплексы с Na2H2ЭДТА. Таким индикатором является эриохром черный (ЭТ - 00). Это органический краситель, дающий с Mg2+ комплексную соль красно-фиолетового цвета.

Таким образом, если к жесткой воде прибавить несколько капель спиртового раствора ЭТ-00, то вода окрасистся в красно-фиолетовый цвет вседствие присутствия в ней ионов магния. Если же затем понемногу прибавлять раствор комплексона III с известной концентрацией, в первую очередь будет образовываться наиболее прочный комплекс с ионами кальция, а затем менее прочный комплекс с ионами магния. При этом комплекс ионов магния с индикатором, как наименее прочный, распадется и цвет воды перейдет из красно-фиолетового в синий (точка эквивалентности)  

Следует иметь в виду, что эриохром черный имеет синий цвет только при pH=7-11, а в кислой среде он принимает вишнево-красный цвет. Поэтому титрование ведут в присутствии буферного раствора NH4ОН - NH4Cl, для которого pH = 9 - 10. Буфер нейтрализует кислоту, выделяющуюся при титровании.  

Лабораторная работа

Цель работы: определение жесткости водопроводной воды.

Приборы и посуда

Колбы конические 150 мл - 3 шт., 250 мл - 1 шт.

Бюретки 50 мл - 2 шт.

Мерный стаканчик на 10 мл - 1 шт.

Мерный цилиндр на 50 - 100 мл.

Реактивы

0.01 N НС1

0.02 N Na2H2ЭДТА.

Буферная смесь NH3 + NH4Cl.

Раствор метилового оранжевого.

5. Раствор ЭТ - 00.

                                        

Выполнение работы

По указанию преподавателя работа проводится с горячей или холодной водопроводной водой. Для проведения экспериментов необходимо не менее 300 мл воды. Ее нужно отобрать сразу, т.к. жесткость водопроводной воды со временем может меняться. Отберите воду в колбу на 250 мл и в мерный цилиндр.                         

А. Определение карбонатной жесткости

В три колбы емкостью по 150 мл залейте по 50 мл отобранной воды с помощью мерного цилиндра.

Добавьте в каждую по 1 капле индикатора метилоранжа.

Заполните 1 бюретку 0.01 N раствором НС1.

Титруйте воду в первой колбе 0.01 Н раствором НС1, постоянно взбалтывая раствор. Прекратить титрование при переходе желтого цвета в оранжевый (сравнить со «свидетелем»). Объем прибавленной кислоты записать.

Оттитруйте в двух оставшихся колбах воду до цвета «свидетеля», учитывая при этом объем раствора кислоты, пошедший на первое титрование; последние 1 - 2 мл добавлять по каплям. Объем прибавленной кислоты записать.

Найти средний объем (Vср, мл) раствора кислоты пошедший на два последних титрования. Рассчитать карбонатную жесткость:

Жк = 1000 × СN(НС1) × Vср/50,

где СN(НС1) - нормальность раствора НС1, моль/л; 50 - объем исследуемого раствора, мл.

Б. Общая жесткость

В 3 вымытые дистиллированной водой колбы на 150 мл каждая влить по 50 мл исследуемой воды с помощью мерного цилиндра.

В каждую колбу с помощью мерного стаканчика добавить по » 6 мл буферной смеси и 4 капли индикатора ЭТ - 00.

Заполните вторую бюретку 0.02 N раствором комплексона III.

Титруйте воду в первой колбе раствором комплексона III до перехода красно-фиолетового цвета в синий («свидетель»!). Объем раствора записать.

Оттитруйте содержимое двух оставшихся колб с учетом результата первого титрования. Объемы растворов комплексона III записать.

Найти средний объем (Vср, мл) раствора комплексона III, пошедший на титрование двух последних растворов. Рассчитать общую жесткость:      

Жо = 1000 × СN(Na2H2ЭДТА) × Vср/50.

В. Некарбонатная жесткость

ЖН.К. = Жо - Жк

                         

Контрольные вопросы

Какую воду называют жесткой?

Почему карбонатную жесткость называют временной?

Чем обусловлена некарбонатная жесткость и почему ее называют постоянной?

Приведите уравнения реакций термического разложения гидрокарбонатов кальция и магния.

Напишите уравнения взаимодействия гидрокарбонатов и хлоридов кальция и магния с гашеной известью и Na2CO3.

В каких единицах выражается жесткость?

Объясните строение комплексных соединений.

Что такое дентантность?

Приведите схему диссоциации комплексного соединения [Cu(NH3)2]Cl. Что такое константа нестойкости? Константа устойчивости?

Объясните сущность химических процессов, лежащих в основе метода определения общей жесткости воды.

11. Основы электрохимии. Гальванические элементы

Лабораторная работа

Цель работы

Определение ЭДС гальванических элементов и расчет работы, изменения свободной энергии Гиббса и константы равновесия реакций, протекающих в гальванических элементах.

Оборудование и реактивы

Милливольтметр. U-образный электролитический мостик. Химические стаканы. Пробирки. Пластинки меди, цинка, железа, свинца. Растворы: хлорида калия (насыщ.), сульфата меди(II) (1 М), сульфата цинка (1 М, 0,1 М, 0,01 М), сульфата железа(II) (1 М), хлорида олова(II) (1 М), хлорида кадмия (1 М), нитрата серебра (0,1 М).

ОПЫТ 1. Сравнительная активность металлов

 Налить в отдельные пробирки по 1 мл растворов солей цинка, железа(П), олова, кадмия, меди(П) и серебра. Опустить в растворы (кроме раствора с одноименными ионами) пластинки металлического цинка. Отметить наблюдения. Повторить опыты с пластинками железа, свинца и меди. Из каких растворов вытесняются металлы? Написать уравнения соответствующих реакций. Записать металлы по убыванию их восстановительной способности, определенной экспериментально. Выписать значения их стандартных электродных потенциалов. Соответствует ли экспериментальный ряд металлов их положению в электрохимическом ряду напряжений?

ОПЫТ 2. Измерение ЭДС гальванического элемента и определение ΔG в окислительно-восстановительной реакции

Собрать гальванический элемент по схеме:

(-) Zn|ZnSO4 || CuSO4|Cu(+)

             1M   1M

при заданных концентрациях солей ZnS04 и CuS04.

В указанном гальваническом элементе протекает процесс:

Zn + Сu2+ = Zn2+ + Сu

Для этого в стаканы с растворами солей металлов опустить пластины соответствующих металлов, замкнуть полуэлементы солевым мостиком и соединить электроды с помощью проводников с милливольтметром. Измерить ЭДС после установления стационарного значения напряжения на шкале прибора.

Сравнить опытные данные с теоретически вычисленными. Определить процент ошибки.

По найденному значению ЭДС гальванического элемента рассчитать изменение энергии Гиббса в окислительно-восстановительной реакции.

Результаты измерений и рассчитанные данные представить в форме протокола:

Концентрация раствора ZnSO4, моль/л ...

Концентрация раствора CuSO4, моль/л ...

ЭДСэксп медно-цинкового элемента, В ...

ΔGэксп, Дж …

ЭДСтеор, медно-цинкового элемента, В ...

Погрешность П, % ...

ΔGтеор, Дж ... .

Погрешность П, % ...

ОПЫТ 3. Исследование зависимости ЭДС гальванического элемента от концентрации соли

Работу проводят с гальваническим элементом

Zn° | Zn2+|| Си2+ ‌‌‌| Си0

В стакан налить -10—20 мл 1 М раствора CuSO4, концентрация которого в ходе измерений не изменяется. В остальные стаканы налить растворы ZnSO4 в порядке возрастания концентрации (0,01, 0,1 и 1 М). В раствор CuSO4 опустить медный электрод; цинковый электрод опустить в раствор ZnSO4 наименьшей концентрации. Полуэлементы соединить солевым мостиком и измерить ЭДС гальванического элемента с помощью милливольтметра.

Не отключая милливольтметр, перенести цинковый электрод и соответствующий конец солевого мостика в более концентрированный раствор ZnSO4 и снова измерить ЭДС, затем тоже проделать с 1 М раствором ZnSO4.

Результаты измерений и рассчитанные данные записать в таблицу по форме:

CCu2' моль/л	CZn2+' моль/л	ΔЕэксп,  В	ΔGэксп, В	ΔЕтеор, В	ΔGтеор, В	П, %
1	1
	0,1
	0,01

Какой из факторов — природа металла или концентрация его ионов в растворе в большей мере определяет значение электродного потенциала металла и, следовательно, ЭДС гальванического элемента?

Контрольные вопросы и упражнения

1. Вычислить электродный потенциал серебра, опущенного в раствор его соли концентрацией 0,001 моль/л.

2. Составить схему работы гальванического элемента, составленного из пластин железа и свинца, опущенных в растворы их солей концентрацией 0,002 моль/л. Рассчитать ЭДС элемента и изменение свободной энергии Гиббса.

3. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи следующих гальванических элементов: a) Mg | Mg2+' || Pb2+ | Pb;

б) Сu | Сu2+ || Ag+ | Ag, если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев?

4. Вычислить потенциал водородного электрода, погруженного:

а) в дистиллированную воду; б) в раствор с рН 4; в) в раствор с рН11.

5. Электродвижущая сила элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, опущенных в молярные растворы соответствующих солей, равна 0,47 В. Изменится ли ЭДС, если взять растворы с концентрацией 0,001 моль/л? Ответы подтвердить расчетом.

6. В гальваническом элементе, состоящем из нормального медного полуэлемента и нормального цинкового полуэлемента, растворилось 0,65 г цинка. Определить работу А (Дж) данного гальванического элемента.

ПРИЛОЖЕНИЯ

1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0,1 N)

Соеднинение	Ступень	К
Вода Н2О		1,8 × 10-16
Борная кислота (орто) Н3ВО3	I	5,3 × 10-10
	II	1,8 × 10-13
	III	1,6 × 10-14
Ванадиевая кислота (мета) HVO3		3 × 10-5
Водорода перекись Н2О2		2,4× 10-12
Вольфрамовая кислота H2WO4	I	1 × 10-13
Германиевая кислота H2GeO3	I	2,6 × 10-9
	II	1,9 × 10-3
Кремневая кислота (мета) H2SiO3	I	2 × 10-3
	II	1 × 10-12
Молибденовая кислота Н2МоО4	I	1 × 10-2
Сернистая кислота H2SO3	I	1,7 × 10-2
	II	6,8 × 10-8
Теллуровая кислота Н2ТеО4	I	2,9 × 10-7
	II	6,5 × 10-12
Фосфорная кислота  (орто) Н3РО4	I	7,9 × 10-3
	II	1 × 10-7
	III	4,5 × 10-12
Хлорноватистая кислота НС1О		3,2 × 10-8
Хромовая кислота Н2CrO4	I	1,8 × 10-10
	II	3,2 × 10-17
Цианистоводородная кислота HCN		4,8 × 10-10
Угольная кислота Н2СО3	I	4,3 × 10-7
	II	5,6 × 10-11
Уксусная кислота СН3СООН		1,76 × 10-5
Щавелевая кислота Н2С2О4	I	5,9 × 10-2
	II	6,4 × 10-5
Сероводородная кислота H2S	I	8,7 × 10-8
	II	3,6 × 10-13
Гидроксид аммония  NH4OH		1,79 × 10-5
Гидроксид бериллия Ве(ОН)2	I	5 × 10-11
Соединение	Ступень	К
Гидроксид серебра AgOH		5,3 × 10-3
Гидроксид свинца Pb(OH)2	I	1 × 10-3
	II	2 × 10-8
Гидроксид цинка Zn(OH)2	I	4 × 10-5

2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС

Вещество	ПР
AgBr	7,7 × 10-13
AgCl	1,7 × 10-10
Ag2CO3	5 × 10-12
BaCO3	8 × 10-9
BaSO4	1 × 10-10
Be(OH)2	2,7 × 10-10
CaCO3	4,8 × 10-9
CaC2O4	2,6 × 10-9
CaF2	3,2 × 10-11
CaSO4	1 × 10-5
CdCO3	2,5 × 10-14
Ce(OH)3	1 × 10-21
Co(OH)2	2 × 10-16
CoCO3	1 × 10-12
Cu2S	2 × 10-14
CuS	4 × 10-38
Fe(OH)2	4,8 × 10-16
Fe(OH)3	4 × 10-38
FeS	4 × 10-19
La(OH)3	5 × 10-21
La2(C2O4)3	2 × 10-28
Li2CO3	1,7 × 10-3
MgCO3	1 × 10-5
Mg(OH)2	3,2 × 10-11
MgNH4PO4	2,5 × 10-13
MnS	5,6 × 10-16
Ni(OH)2	1,6 × 10-14
Sc(OH)3	1 × 10-28
Вещество	ПР
SrSO4	2,8 × 10-7
TlCl	1,5 × 10-4

3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

Комплексный ион	KН
[Fe(CN)6]4-	1 × 10-27
[Fe(CN)6]3-	1 × 10-44
[Fe(SCN)]2+	5 × 10-3
[Co (NH3)6]2+	8 × 10-6
[Co (NH3)6]3+	6 × 10-36
[Co (CN)4]2-	8 × 10-20
[Ni (NH3)6]2+	2 × 10-9
[Zn (CN)4]2-	2 × 10-17
[Cd (NH3)4]2+	8 × 10-8
[Cd (CN)4]2-	1 × 10-17
[CdCl4]2-	9 × 10-3
[CdI4]2-	5 × 1017
[Ni (CN)6]2-	3 × 10-16
[Cu (NH3)4]2+	5 × 10-14
[Cu (CN)4]3-	5 × 10-28
[Ag (NH3)2]+	9 × 10-8
[Ag (CN)]2-	1 × 10-21
[Ag (S2O3)2]3-	1 × 10-13
[Zn (NH3)4]2+	4 × 10-10
[Hg (CN)4]2-	4 × 10-41
[Hg (SCN)4]2-	1 × 10-22
[HgBr4]2-	2 × 10-22
[HgCl4]2-	6 × 10-17
[HgI4]2-	5 × 10-31

ЛИТЕРАТУРА

Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.:Химия, 1989.

Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.Л. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. - М.:Химия, 1979.

Глушков Ю.М. Лабораторный практикум по курсу «Химия». - Обнинск, 1990.

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.:Химия, 1985.

СОДЕРЖАНИЕ

Масса и количество вещества. Массовая доля и концентрация растворов ...........................................3

Расчеты по уравнениям реакций. Эквивалент.....9

Основы объемного химического анализа .........14

Окислительно-восстановительные реакции.

   Перманганатометрия........................................17

Химическая кинетика .....................................22

Тепловой эффект химической реакции .............31

Химические процессы в растворах ...................39

Ионное произведение воды. РН. Расчет рН растворов кислот и оснований ...........................................50

Гидролиз солей ...............................................56

Жесткость воды ............................................64

Электродные потенциалы. Гальванический элемент ........................................................................70

Приложения..........................................................79

Литература ..........................................................82

Редактор З.И.Сныкова

ЛР № 020713 от 27.04.1998

Подписано к печати  5.11.1998                                             Формат 60´84/16

Печать офсетная                       Бумага типогр.                     Печ.л. 5.13

Заказ                                           Тираж 500 экз.                     Цена договорная

Фабрика офсетной печати, 249020, г.Обнинск, ул.Королева,6