Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Министерство образования Республики Беларусь
Учреждение образования
«Могилевский государственный университет продовольствия»
Кафедра химической технологии высокомолекулярных соединений
ХИМИЯ
Часть 1
Общая химия
Методические указания
к выполнению лабораторных работ
для студентов специальностей
1-25 01 09 «Товароведение и экспертиза товаров»
1-27 01 01 «Экономика и организация производства (по направлениям)»
Могилев 2011
УДК
ББК
Рассмотрено и рекомендовано к изданию
на заседании кафедры химической технологии
высокомолекулярных соединений
Протокол № 8 от 12.01.2011
Составители:
Н.В.Картель
Е.Н.Степурко
Рецензент:
доцент УО «МГУП»
И.А.Будкуте
Методические указания подготовлены в соответствии с учебными программами дисциплин «Химия» для студентов специальности 1-25 01 09, «Общая и органическая химия» для студентов специальности 1-27 01 01
УДК
ББК
©УО «Могилевский государственный
университет продовольствия», 2011
СОДЕРЖАНИЕ
|
Лабораторная работа № 1 РАСТВОРЫ. РАСЧЕТЫ И ТЕХНИКА ПРИГОТОВЛЕНИЯ |
4 |
|
Лабораторная работа № 2 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ………………………… |
14 |
|
Лабораторная работа № 3 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ……………………………………………. |
22 |
|
Лабораторная работа № 4 БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ…………………………………………………… |
28 |
|
Лабораторная работа №5 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ………………………………………………………….. |
34 |
|
Лабораторная работа № 6 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ…………… |
42 |
|
Лабораторная работа № 7 ПОЛУЧЕНИЕ И ОЧИСТКА ЗОЛЯ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА (III). ИЗУЧЕНИЕ ЕГО КОАГУЛЯЦИИ И СТАБИЛИЗАЦИИ………………. |
49 |
Лабораторная работа № 1
РАСТВОРЫ. РАСЧЕТЫ И ТЕХНИКА ПРИГОТОВЛЕНИЯ
РАСТВОРОВ РАЗЛИЧНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЙ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ
КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА МЕТОДОМ ТИТРОВАНИЯ
Цель работы
Ознакомление с понятием «растворы» и способами выражения содержания растворенного вещества, приобретение навыков приготовления растворов различных концентраций и определения концентрации раствора титриметрическим методом.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Растворы это гомогенные (состоящие их одной фазы) системы, содержащие несколько компонентов.
Среди компонентов, образовавших раствор, выделяют растворенные вещества и растворитель.
Растворителем принято считать компонент, агрегатное состояние которого соответствует агрегатному состоянию раствора. Как правило, это компонент, содержание которого в растворе выше содержания остальных, которые называются растворенными веществами.
Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Количественной мерой растворимости вещества при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе.
Состав раствора и содержание растворенного вещества (концентрация) выражаются различными способами.
Массовая доля растворенного вещества () это отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора:
|
(1) |
где – масса растворенного вещества; – масса раствора.
Массовая доля – безразмерная величина, принимающая значения от 0 до 1 или от 0 до 100% (в последнем случае говорят о процентной концентрации).
Молярная доля компонента () это отношение числа молей i-го компонента к сумме молей всех компонентов, образующих раствор:
|
(2) |
где – число молей i-го компонента; – сумма молей всех компонентов.
Молярная доля − безразмерная величина.
Моляльная концентрация (моляльность) растворенного вещества () число молей растворенного вещества, приходящихся на 1 кг растворителя, моль/кг:
|
(3) |
где – число молей растворенного вещества; – масса растворенного вещества (г); – молярная масса растворенного вещества (г/моль); масса растворителя (кг).
Молярная концентрация (молярность) растворенного вещества () число молей растворенного вещества в 1 л раствора, моль/л:
|
(4) |
где – число молей растворенного вещества; объем раствора (л); – масса растворенного вещества (г); – молярная масса растворенного вещества (г/моль).
Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества, или нормальная концентрация, нормальность () число моль эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, моль-экв/л (или сокращенно н).
|
(5) |
где – число моль эквивалентов растворенного вещества; − число моль вещества; объем раствора (л); − число эквивалентов химического вещества; – масса растворенного вещества (г); – молярная масса растворенного вещества (г/моль).
Число эквивалентов химического вещества – число условных частиц, равноценных (эквивалентных) 1 моль атомов водорода в обменной реакции или 1 моль электронов в окислительно-восстановительной реакции. численно равно валентности элемента для простого вещества или сумме степеней окисления катиона или аниона (по модулю) для сложного вещества.
Массовая концентрация () – масса растворенного вещества в 1 л раствора, г/л:
|
(6) |
где – масса растворенного вещества (г); объем раствора (л).
Титр () –концентрация, показывающая массу растворенного вещества в
1 мл раствора, г/мл:
|
(7) |
где – массовая концентрация.
Для приготовления раствора заданной концентрации взвешивают необходимые массы (отмеряют необходимые объемы) чистых компонентов раствора или используют более концентрированные растворы известной концентрации, в частности, фиксаналы – растворы, помещенные в герметичные ампулы заводского производства, содержащие строго определенное (обычно 0,1 моль) количество химического соединения.
При расчете масс (объемов) компонентов растворов учитывают соотношения между различными способами выражения состава раствора. В таблице 1 представлены соотношения различных выражений концентраций бинарного раствора, т.е. раствора, состоящего из двух компонентов – растворителя и растворенного вещества.
Таблица 1 − Соотношения между различными способами выражения состава бинарного раствора ( – плотность раствора данного состава, г/л)
|
− |
|||||
|
− |
|||||
|
− |
|||||
|
− |
|||||
|
− |
Определение содержания (массы, концентрации и т.п.) или соотношений компонентов в анализируемом образце проводят физическими, химическими и физико-химическими методами. Одним из наиболее простых среди них является титриметрический анализ.
Титриметрия (титрование) – аналитический метод, основанный на измерении объема раствора реагента точно известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Растворы реагентов известной концентрации, используемые в титриметрии, называют титрованными (стандартными) растворами, или титрантами.
Принцип титрования заключается в следующем: к раствору анализируемого вещества неизвестной концентрации (пробе) добавляют небольшими порциями раствор титранта до тех пор, пока не будет получен сигнал индикатора, свидетельствующий о прекращении реакции (достижении конечной точки титрования).
Одни из самых распространенных индикаторов – кислотно-щелочные. Они применяются в тех случаях, когда в ходе титрования, т.е. постепенного добавления реагента к анализируемому раствору изменяется рН среды (таблица 2). Индикация растворов может проводиться как визуально, так и с использованием инструментальных методов. Если проба или титрант сами по себе окрашены, специальные индикаторы могут и не потребоваться.
Расчет концентрации исследуемого раствора, в соответствии с законом эквивалентов, проводят по формуле
|
(8) |
где и – молярные концентрации эквивалента пробы и титранта соответственно, моль-экв/л; – отмеренный объем пробы, л; – объем титранта, израсходованный на титрование, л.
Таблица 2 − Области перехода окраски некоторых рН-индикаторов
|
Индикатор |
Окраска кислотной формы |
Окраска щелочной формы |
Область перехода рН |
рТ |
|
Фенолфталеин |
Бесцветная |
Красная |
8,0-10,0 |
9,0 |
|
Лакмус |
Красная |
Синяя |
5,0-8,0 |
7,0 |
|
Метиловый оранжевый |
Розовая |
Желтая |
3,1-4,4 |
4,0 |
|
Метиловый красный |
Красная |
Желтая |
4,2-6,2 |
5,5 |
При определении концентраций кислот и оснований используют метод кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации:
В кислотной среде концентрация ионов водорода H+ больше концентрации гидроксид-ионов ОН, а в щелочной среде, наоборот, меньше. Для удобства характеристики кислотности среды используют понятие водородного показателя рН, вычисляемого как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов в растворе, выраженной в моль/л:
|
. |
(9) |
Поскольку в водных растворах произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов, называемое ионным произведением воды
|
= |
где – величина постоянная и при Т=298 К равная 1014, в нейтральной среде
рН = 7, в кислотной рН 7, в щелочной рН 7.
Истинная точка эквивалентности кислотно-основного титрования соответствует равенству молярных концентраций ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН:
=.
Реакция нейтрализации не сопровождается видимыми изменениями, например, переменой окраски раствора. Поэтому для фиксирования точки эквивалентности используют органические красители, структура и окраска которых зависит от величины водородного показателя рН, т.е. от кислотности среды (рН-индикаторы).
Как видно из таблицы 2, изменение окраски важнейших кислотно-основных индикаторов происходит внутри определенного узкого интервала значений рН растворов. Этот интервал зависит только от свойств данного индикатора, поэтому перемена окраски индикатора происходит, как правило, не строго в точке эквивалентности, а с известным отклонением от нее. То значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называется показателем титрования и обозначается рТ. Величина рТ соответствует одной из промежуточных окрасок индикатора и находится внутри области перехода.
Следует учитывать, что экспериментально наблюдаемая конечная точка титрования вследствие погрешностей измерений и наблюдений отличается от истинной точки эквивалентности, соответствующей стехиометрическим соотношениям реагирующих веществ. Очевидно, что от выбора индикатора зависит индикаторная ошибка титрования, величина которой может колебаться в широких пределах в зависимости от того, какой взят индикатор и какие кислота и основание реагируют между собой. Так, в случае титрования кислоты основанием при рТ7 (при 298 К) имеет место недотитрованность, а при рТ7 – перетитрованность. Относительная систематическая погрешность кислотно-основного титрования для сильных кислот и оснований может быть рассчитана по формуле
|
(10) |
где , и – молярные концентрации ионов ОН, Н+ и титруемого вещества соответственно.
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Технохимические весы (с точностью 0,02 г), пробирки, пипетки емкостью 1,2 и 5 мл, бюретка для титрования, мерные цилиндры емкостью 10, 25 и 50 мл, колбы конические емкостью 25 и 50 мл, колбы мерные емкостью 50 и 100 мл, стаканы емкостью 50 и 100 мл, воронки.
Кристаллические соли (хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na2CO3, сульфат меди (II) CuSO4, нитрат калия KNO3); 5%, 10% и 40% растворы серной кислоты H2SO4 (соляной кислоты HCl, уксусной кислоты CH3COOH, хлорида натрия NaCl); индикаторы (фенолфталеин, метиловый оранжевый), 0,1 н титрованный раствор гидроксида натрия NaOH.
Опыт 1. Приготовление раствора заданной процентной концентрации смешением растворов более высокой и более низкой концентраций
Требуется приготовить раствор H2SO4 ((HCl, СН3СООН, NaCl) с массовой долей растворенного вещества = 10% смешением растворов с массовой долей =40 % и =5 %.
Масса растворенного вещества в полученном растворе равна сумме масс этого вещества в исходных растворах, которые, в свою очередь, равны произведению массы раствора на массовую долю растворенного вещества, т. е. . Масса же полученного раствора равна сумме масс исходных растворов. Следовательно, массовая доля растворенного вещества в полученном растворе
Это уравнение может быть использовано для расчетов как непо средственно, так и в виде так называемого «правила креста»:
Отношение масс двух исходных растворов равно отношению разностей и (находимых из схемы):
Подставив в приведенную выше схему величины заданных массовых долей, получаем:
откуда
Таким образом, для приготовления 10%-го раствора необходимо смешать 1 весовую часть 40%-го раствора и 6 весовых частей 5%-го раствора.
,
отсюда
.
,
Плотности водных растворов некоторых веществ приведены в Приложении А.
Опыт 2. Приготовление водного раствора твердого вещества заданной процентной концентрации
Требуется приготовить 50 г водного раствора хлорида натрия концентрации 4 % (5, 8, 10%).
, следовательно, масса воды для приготовления 50 г 5%-го раствора NaCl: ,
где − масса растворенного вещества NaCl, рассчитанная в п.1.
,
Опыт 3. Приготовление водного раствора твердого вещества
заданной молярной концентрации
Требуется приготовить 50 мл 0,1 М раствора хлорида натрия (карбоната натрия, сульфата меди (II), нитрата калия).
Опыт 4. Приготовление водного раствора твердого вещества
заданной нормальной концентрации
Требуется приготовить 50 мл 0,1 н раствора хлорида натрия (карбоната натрия, сульфата меди (II), нитрата калия).
Опыт 5. Приготовление раствора заданной молярной и нормальной концентрации из раствора с известной процентной концентрацией
Требуется приготовить 100 мл 0,1 М (0,1 н) раствора серной кислоты из ее 10%-го раствора.
Приготовленный 0,1 н раствор серной кислоты используйте в опыте 6.
Опыт 6. Определение концентрации серной кислоты методом
титрования
Определение концентрации серной кислоты методом титрования осуществляется стандартным (титрованным) раствором щелочи (NaOH). Титриметрической реакцией является реакция нейтрализации раствора кислоты раствором щелочи. Конечную точку титрования устанавливают по изменению окраски кислотно-основного индикатора (фенолфталеина или метилового оранжевого).
Пример: Какой объем 0,1 н. раствора серной кислоты необходимо отмерить для приготовления 100 мл 0,003 н. раствора?
Решение. Т.к. количество молей эквивалентов H2SO4 в исходном и приготовленном растворах одинаково, то, в соответствии с законом эквивалентов (формула (8)), объем исходного раствора .
, (11)
где Vк – объем раствора серной кислоты, Vк = 100 мл, – концентрация титранта (щелочи); =0,1 моль-экв/л; Vщ –объем титранта, пошедший на титрование.
. (12)
Таблица 3 – Результаты измерений и расчетов
|
Индикатор |
Vк, мл |
, моль-экв/л |
, моль-экв/л |
Vщ, мл |
, моль-экв/л |
с |
|
Фенолфталеин |
||||||
|
Метиловый оранжевый |
Контрольные вопросы и задания
Лабораторная работа № 2
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Цель работы
Ознакомление с кинетическими закономерностями протекания химиче ских реакций и особенностями обратимых химических взаимодействий; экспе риментальное изучение влияния различных факторов на скорость реакции и направление смещения химического равновесия.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Скорость химической реакции
Химические взаимодействия осуществляются в определенном временном интервале. Это позволяет характеризовать химический процесс величиной скорости.
Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществе идет речь: все они связаны между собой уравнением реакции. Размерность скорости реакции равна [моль/(л·с)].
Средняя скорость гомогенной реакции за данный промежуток времени есть изменение концентрации веществ ∆С (уменьшение концентрации исходного вещества или увеличение концентрации конечного продукта) во времени (τ). Поскольку величина скорости может быть только положительной, берется модуль соответствующего отношения:
. (1)
Истинная, или мгновенная, скорость гомогенной реакции (скорость в данный момент времени) есть изменение концентрации веществ, отнесенное к бесконечно малому промежутку времени; выражается пределом, к которому стремится отношение ∆С при τ→0:
. (2)
Для экспериментального определения величины скорости химической реакции необходимо следить за концентрацией исходных веществ и продуктов реакции через определенные промежутки времени. В первом приближении скорость реакции (относительную скорость) можно оценить по величине
. (3)
где τ – интервал времени, проходящий от момента введения исходных веществ в реакцию до момента обнаружения каких-либо видимых изменений в системе (изменение цвета, прозрачности, образования осадка и т.п.).
Такая вре менная характеристика скорости реакции наиболее проста в эксперименталь ном отношении и как относительная величина может быть использована для сравнения скоростей химических реакций, проводимых при разных условиях. Это позволяет изучать зависимость скорости реакции от различных факторов.
Основные факторы, от которых зависит величина скорости химических реакций:
− природа реагирующих веществ,
− температура,
− концентрации реагирующих веществ,
− присутствие катализаторов,
− площадь поверхности реагирующих веществ (для реакций с участием твердых веществ).
При повышении температуры скорость реакций, как правило, резко возрастает. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°С, называется температурным коэффициентом скорости (γ) этой реакции. Для большинства реакций γ = 2 – 3 (правило Вант-Гоффа). Формула Вант-Гоффа позволяет рассчитать, во сколько раз возрастает скорость реакции при заданном увеличении температуры:
. (4)
Зависимость скорости реакции от текущих концентраций реагирующих веществ выражается кинетическим уравнением: скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций исходных реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.
Для реакции аА + вВ = сС + dD
, (5)
где и − текущие концентрации веществ А и В соответственно, k − коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, m − частный порядок реакции по реагенту А, n − частный порядок реакции по реагенту В.
Сумма частных порядков называется общим порядком реакции. Частный порядок реакции по данному реагенту указывает на характер зависимости скорости реакции от концентрации этого реагента и определяется экспериментальным путем. Для этого необходимо провести изучаемую реакцию несколько раз, варьируя начальную концентрацию рассматриваемого реагента (при этом концентрации других реагентов остаются постоянными) и измеряя каждый раз величину скорости. На основании полученных экспериментальных данных строится график зависимости скорости реакции от концентрации реагента. По виду полученного графика оценивают величину частного порядка:
1) прямая, параллельная оси абсцисс − частный порядок равен нулю;
3) ветвь параболы − частный порядок < 1 или > 1 (в зависимости от порядка параболы).
Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом, а такие реакции − каталитическими.
Химическое равновесие
Большинство химических реакций обратимы: наряду с прямой реакцией (взаимодействие исходных веществ) происходит и обратная (взаимодействие продуктов реакции между собой). Поскольку каждая из реакций непрерывно поставляет реагенты для реакции противоположного направления, ни одна из них не прекращается, и вся система в целом носит динамический характер. В некоторый момент времени скорости прямого и обратного процессов выравниваются − в системе устанавливается химическое равновесие. Химическое равновесие является динамическим равновесием, поскольку при нем два противоположно направленных процесса протекают с равными скоростями.
Концентрации веществ в состоянии равновесия называются равновес ными концентрациями, они взаимосвязаны − изменение одной из них влечет за собой немедленное изменение остальных.
Экспериментальные исследования показывают, что для обратимой реакции общего вида
аА + вВ сС + dD
в состоянии равновесия выполняется следующее соотношение между равно весными концентрациями веществ:
. (6)
Приведенное соотношение есть математическое выражение закона химического равновесия (закона действия масс). Оно показывает, что произведения равновесных концентраций (в степенях, показатели которых равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам) исходных веществ и продуктов реакции связаны друг с другом через постоянную величину К, называемую константой химического равновесия.
Химическая система, достигшая состояния равновесия, будет находиться в нем до тех пор, пока не изменятся те условия, при которых это равновесие установилось. Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением химического равновесия. Если в результате изменения внешних условий начинает преобладать прямая реакция, то говорят, что равновесие сместилось вправо. Напротив, преимущественное ускорение обратной реакции расценивается как смещение равновесия влево.
На практике для смещения химического равновесия чаще всего исполь зуют изменения температуры, давления и концентраций веществ.
Направление смещения равновесия прогнозируют с помощью принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Иными словами, при нарушении равновесия система стремится вновь вернуться в равновесное состояние (оно наиболее выгодно энергетически), по этому при оказании на систему какого-либо воздействия ускоряется та реакция, протекание которой максимально противодействует вмешательству извне.
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Термостат, водяная баня, термометр, секундомер, пробирки, химический стакан, пипетки на 5мл и 10 мл. 2% раствор серной кислоты Н2SO4 , 2% раствор тиосульфата натрия Na2S2O3, 2% раствор крахмала, насыщенные растворы хлорида железа FeCl3, роданида калия КСNS, хлорида калия КС1, сульфата меди CuSO4, раствор Люголя (в капельницах).
Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ изучим на реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Получающаяся тиосерная кислота неустойчива и легко разлагается:
Суммарно процесс можно представить так:
О прохождении реакции можно судить по изменению прозрачности раствора. В результате реакции выделяется свободная сера, что вызывает его помутнение.
Для исследования влияния концентрации одного из реагирующих веществ на скорость данной реакции следует провести ее несколько раз, варьируя концентрацию раствора одного исходного реагента, но оставляя концентрацию второго реагента постоянной.
Изменяя концентрацию тиосульфата натрия, замерим время от момента слива растворов до начала помутнения. По этому промежутку времени (τ) будем судить об относительной скорости химической реакции.
Ход работы
.
Результаты опытов запишите в таблицу 1.
,
где а – объем раствора Na2S2O3, мл; b – объем раствора Н2SO4, мл; с – объем Н2О, мл.
Результаты опытов запишите в таблицу 1.
Таблица 1 – Результаты опытов по определению зависимости скорости химической реакции от концентрации исходных реагентов
|
Номер опыта |
Объем, мл |
Относительная концентрация Na2S2O3 |
Время до начала помутнения τ, с |
Относительная скорость реакции υ= 1/ τ |
||
|
Раствор соли |
Кислота Н2SO4 (в) |
|||||
|
Na2S2O3 (а) |
H2O (с) |
|||||
|
1 |
5 |
10 |
10 |
|||
|
2 |
8 |
7 |
10 |
|||
|
3 |
10 |
5 |
10 |
|||
|
4 |
12 |
3 |
10 |
|||
|
5 |
15 |
0 |
10 |
Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от температуры реагирующих веществ
Зависимость скорости химической реакции от температуры реагирующих веществ изучим на той же реакции:
В этом случае концентрации тиосульфата натрия и серной кислоты остаются неизменными, а изменяют температуру, при которой проводят опыт.
Ход работы
Таблица 2 − Результаты опытов по определению зависимости скорости химической реакции от температуры
|
Номер опыта |
Объем, мл |
Температура опыта, °С |
Время до начала помутнения τ, с |
Относительная скорость реакции υ= 1/ τ |
Температурный коэффициент |
|
|
Раствор соли |
||||||
|
Na2S2O3 (а) |
Н2SO4 (в) |
|||||
|
1 |
15 |
10 |
Комн. |
|||
|
2 |
15 |
10 |
Комн.+10°С |
|||
|
3 |
15 |
10 |
Комн.+20°С |
Опыт 3. Зависимость скорости химической реакции от присутствия катализатора
При взаимодействия роданида калия и хлорида железа (III) образуется роданид железа красного цвета:
При добавлении к роданиду железа тиосульфата натрия происходит исчезновение красной окраски вследствие протекания реакции:
Катализатором для данной реакции являются ионы Cu2+.
Ход работы
.
Результаты запишите в таблицу 3.
Таблица 3 − Результаты опытов по определению зависимости скорости химической реакции от присутствия катализатора
|
Номер опыта |
Объемы растворов |
Катализатор CuSO4, капель |
Время протекания реакции τ , с |
Относительная скорость реакции υ= 1/ τ |
|
|
Fe (СNS)3, мл |
Na2S2O3, мл |
||||
|
1 |
7,5 |
5 |
- |
||
|
2 |
7,5 |
5 |
2 |
Опыт 4. Влияние температуры на смещение химического равновесия
Влияние концентрации на смещение химического равновесия удобно изучить на реакции образования роданида железа (III) по изменению окраски реакционной смеси при увеличении концентрации одного из реагирующих веществ:
Роданид железа Fe(CNS)3 интенсивно окрашен в темно-красный цвет, FeCl3 − в желтый, КСNS и КС1 − бесцветные, и при изменении концентрации Fe(CNS)3 окраска раствора меняется, что указывает на направление смещения равновесия.
Ход работы
Таблица 4 − Результаты опытов по определению влияния температуры на смещение химического равновесия
|
Номер опыта |
Добавленный раствор |
Изменение интенсивности окраски (усиление, ослабление) |
Направление смещения равновесия (влево, вправо) |
|
1 |
FeCl3 |
||
|
2 |
КСNS |
||
|
3 |
КС1 |
||
|
4 |
контроль |
Опыт 5. Влияние концентрации на смещение химического равновесия
Влияние температуры на положение химического равновесия изучается на реакции взаимодействия йода с крахмалом с образованием окрашенного в синий цвет вещества сложного состава, которое условно назовем ″йодокрахмалом″:
Ход работы
4. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.
Контрольные вопросы и задания
Лабораторная работа № 3
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель работы
Исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов. Изуче ние реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составления уравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Электролитами называют вещества, расплавы или водные растворы которых подвергаются электролитической диссоциации, т. е. распадаются на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.
В водном растворе вокруг ионов электролита в результате притягивания молекул воды своими отрицательными полюсами (атомы кислорода) к положительным ионам, а положительными полюсами (атомы водорода) к отрицательным ионам возникает гидратная оболочка, являющаяся основной причиной диссоциации электролита. Молекулы воды во много раз ослабляют притяжение ионов электролита друг к другу, связи между катионами и анионами разрываются, и происходит разъединение гидратированных ионов.
Количественной характеристикой равновесия процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации (α) – отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул электролита в растворе, выражаемое либо в долях единицы, либо в процентах.
Сильными считаются электролиты, которые в разбавленных растворах находятся преимущественно в виде ионов, слабыми – такие, которые в разбавленных растворах находятся преимущественно в виде молекул.
Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры и от концентрации раствора. Более универсальной характеристикой электролита является его константа диссоциации (K) – константа равновесия процесса диссоциации, которая не зависит от концентрации.
Для процесса диссоциации некоторого электролита
константа диссоциации будет равна отношению равновесных концентраций образовавшихся ионов к равновесной концентрации молекулярной формы электролита:
(1)
При составлении ионно-молекулярных уравнений реакций (реакций с участием не только молекул, но и ионов) следует руководствоваться следующими правилами:
Для составления ионно-молекулярного уравнения необходимо:
Формулы веществ, трудно- или малорастворимых, а также летучих соединений принято помечать вертикальной стрелкой («↓» для веществ, выпадающих в осадок, или «↑» для веществ, улетучивающихся из сферы реакции).
Примеры составления ионно-молекулярных уравнений реакций
Реакции, идущие с образованием слабого электролита
Полное ионно-молекулярное уравнение (формулы сильных электролитов, растворимых в воде, – соляной кислоты, гидроксида калия и хлорида калия – представлены в ионной форме, формула слабого электролита – воды – записана в молекулярной форме):
Краткое ионно-молекулярное уравнение (сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы):
Полное ионно-молекулярное уравнение (формулы сильных электролитов, растворимых в воде, – ацетата натрия, азотной кислоты и нитрата натрия – записаны в ионном виде, формула слабой уксусной кислоты представлена в молекулярной форме):
Краткое ионно-молекулярное уравнение (сокращены одинаковые ионы: катионы натрия и нитрат-анионы):
Реакции, идущие с образованием газообразного продукта
Полное ионно-молекулярное уравнение (формулы сильных электролитов, растворимых в воде, – хлороводородной кислоты и хлорида натрия – представлены в ионном виде, формула слабой легколетучей сероводородной кислоты − в молекулярной форме):
Краткое ионно-молекулярное уравнение (сокращены катионы натрия и хлорид-анионы):
Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений
Полное ионно-молекулярное уравнение (все участники реакции относятся к классу солей − сильных электролитов, однако карбонат кальция является труднорастворимым веществом, поэтому формула этой соли записана в молекулярной форме, тогда как формулы всех остальных солей − в ионной):
Краткое ионно-молекулярное уравнение (сокращены катионы натрия и нитрат-анионы):
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Спиртовка; пробирки; пипетки на 2 мл; 2 н раствор соляной кислоты HCl; 2 н раствор гидроксида натрия NaOH; 2 н и 0,1 н растворы уксусной кислоты CH3COOH; 2 н и 0,1 н растворы аммиака NH4OH; концентрированный и разбавленный растворы серной кислоты H2SO4; 0,5 н раствор хлорида кальция CaCl2; 0,5 н раствор соды Na2CO3; 2 н раствор ацетата натрия CH3COONa, 0,5 н раствора хлорида аммония NH4Cl, 0,5 н раствор хлорида железа FеС13, 0,5 н раствор хлорида бария BaCl2; цинк; кристаллические хлорид аммония NH4Cl и ацетат натрия CH3COONa; индикаторы (лакмус, метилоранжевый, фенолфталеин).
Опыт 1. Определение величины рН по окраске индикаторов
Таблица 1 – Окраска индикаторов в зависимости от рН среды
|
Среда |
Окраска индикатора |
||
|
Лакмус |
Метилоранж |
Фенолфталеин |
|
|
Нейтральная |
|||
|
Кислая |
|||
|
Щелочная |
Опыт 2. Сравнение относительной силы кислот и оснований
2.1 Сравнение относительной силы соляной и уксусной кислот
Налейте в одну пробирку примерно на треть ее высоты раствор 2 н соляной кислоты НСl, в другую − столько же раствора 2 н уксусной кислоты СН3СООН. В обе пробирки поместите по кусочку цинка (по возможности одинакового размера).
Какой газ выделяется в пробирках? Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном виде. В какой пробирке процесс идет более энергично? От концентрации каких ионов в растворе зависит скорость выделения данного газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов выше? Сравните ваши выводы с табличными данными, характеризующими степень диссоциации соляной и уксусной кислот (Приложение В).
2.2 Сравнение относительной силы гидроксидов натрия и аммония
Налейте в две пробирки по 2 мл 0,5 н раствора хлорида кальция. В одну из них добавьте 2 мл 2 н раствора гидроксида натрия, а в другую − такой же объем 2 н раствора аммиака (гидроксида аммония).
Что наблюдается? Сделайте вывод о различии в относительной силе гидроксидов. Сравните ваши выводы с табличными данными, характеризующими степень диссоциации (Приложение В).
Опыт 3. Направление протекания реакций в растворах электролитов
3.1 Образование малорастворимых веществ
В две пробирки внесите небольшое количество (по 2 – 3 капли) следующих растворов: в первую − раствор 0,5 н хлорида железа FеС13, во вторую – 0,5 н хлорида бария ВаСl2. В первую пробирку добавьте немного 2 н раствора гидроксида натрия NаОН, во вторую − разбавленную серную кислоту.
Наблюдайте образование осадков, отметьте их цвет. Напишите мо лекулярные и ионные уравнения этих реакций. В каком направлении протекают эти реакции?
3.2 Образование газообразных веществ
Поместите в две пробирки по 5 – 7 капель 0,5н раствора соды Na2CO3.
Проверьте наличие в растворе иона CO32- , для чего в одну пробирку добавьте несколько капель 0,5н раствора хлорида кальция CaCl2. Какое вещество выпало в осадок? Напишите ионное уравнение реакции.
Добавьте во вторую пробирку несколько капель разбавленной серной кислоты и наблюдайте выделение газа. Подогрейте слегка пробирку, дождитесь конца выделения газа и добавьте несколько капель 0,5 н раствора хлорида кальция CaCl2. Почему не выпадает осадок CaCO3? Напишите ионное уравнение реакции взаимодействия соды с серной кислотой.
3.3 Образование слабых кислот и оснований
Поместите в две пробирки по 5 – 7 капель: в первую – 2 н раствора ацетата натрия CH3COONa, во вторую – 0,5 н раствора хлорида аммония NH4Cl.
Добавьте в первую пробирку несколько капель разбавленной серной кислоты, перемешайте раствор стеклянной палочкой и слегка подогрейте. Определите по запаху, что реакция протекала в сторону образования слабой уксусной кислоты. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
Во вторую пробирку добавьте 2 н раствор гидроксида натрия NаОН и подогрейте раствор. Определите по запаху образование аммиака. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции образования слабого основания NH4ОН, и уравнение его распада на аммиак и воду.
3.4 Реакции нейтрализации
Поместите в две пробирки по 5 – 7 капель 2 н раствора гидроксида натрия NаОН и добавьте по одной капле фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин окрасился в красный цвет?
В одну пробирку добавляйте по каплям 2 н раствор соляной кислоты, во вторую – 2 н раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. Чем объясняется исчезновение гидроксид-ионов при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание наступило быстрее и почему?
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций нейтрализации щелочи соляной и уксусной кислотами. Почему равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при наличии в левой части равенства малодиссоциированных молекул уксусной кислоты?
Опыт 4. Зависимость степени электролитический диссоциации от концентрации электролита
Налейте в сухую пробирку, не пользуясь пипеткой, на высоту 1 см концентрированной Н2SO4 (хранится в в вытяжном шкафу), поместите в нее кусочек цинка. Что наблюдается?
Проверьте, как реагирует с цинком разбавленная кислота. Для этого содержимое пробирки осторожно перенесите в другую пробирку, заполненную примерно на одну треть ее высоты водой (нельзя лить воду в кислоту!) Что наблюдается? Сделайте вывод о зависимости электролитической диссоциации от концентрации электролита в растворе.
Опыт 5. Химическое равновесие в растворах электролитов
5.1 Смещение равновесия в растворе гидроксида аммония
В две пробирки внесите по 5-7 капель 0,1н раствора аммиака, добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Как окрашивается фенолфталеин под влиянием гидроксид-ионов ОН-, имеющихся в растворе? Составьте уравнение обратимой диссоциации гидроксида.
Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте не большое количество кристаллического хлорида аммония NH4Cl. Перемешайте раствор стеклянной палочкой и сравните цвет полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На увеличение или уменьшение концентрации ионов ОН- указывает изменение окраски раствора?
Составьте уравнение диссоциации хлорида аммония. Применив принцип Ле Шателье, объясните, как смещается равновесие процесса диссоциации гидроксида аммония при добавлении хлорида аммония. Напишите выражение константы диссоциации гидроксида аммония.
5.2 Смещение равновесия в растворе уксусной кислоты
В две пробирки внесите по 5 – 7 капель 0,1н раствора уксусной кислоты, добавьте 1 – 2 капли метилового оранжевого. Под влиянием каких ионов индикатор окрасился в розовый цвет? Составьте уравнение обратимой диссоциации слабой кислоты.
Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую микро шпателем добавьте небольшую порцию кристаллического ацетата натрия. Перемешайте раствор стеклянной палочкой и сравните окраску индикатора в двух пробирках. Какой стала среда в растворе?
Составьте уравнение диссоциации ацетата натрия. Применив принцип Ле Шателье, объясните, как смещается равновесие процесса диссоциации уксусной кислоты при добавлении ацетата натрия. Напишите вы ражение константы диссоциации уксусной кислоты.
Контрольные вопросы и задания
Лабораторная работа № 4
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Цель работы
Ознакомление с приготовлением буферных растворов и исследование зависимости рН буферного раствора от концентраций и соотношения концентраций компонентов буферной системы. Экспериментальное определение буферной ёмкости раствора по кислоте и основанию и исследование ее зависимости от разбавления раствора.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
В лабораторной практике и ряде технологических процессов встречается необходимость проведения работы в растворах, способных сохранять рН практически постоянным, не изменяющимся при разбавлении раствора или при добавлении к нему некоторых количеств сильных кислот и оснований. В таких случаях пользуются так называемыми буферными растворами.
Буферные растворы – это растворы, при внесении в которые малых количеств кислоты или щелочи значение рН раствора не изменяется.
Наиболее часто применяемые буферные растворы содержат:
Меняя соотношение между компонентами таких растворов, можно получать разные значения рН.
Действие буферных растворов основано на том, что входящие в них компоненты связывают Н+-ионы кислот или ОН--ионы оснований, вводимых в раствор или образующихся в растворе при протекании реакции.
Например, если к ацетатной буферной смеси добавить сильную кислоту (в малых количествах), то Н+-ионы добавляемой кислоты будут соединяться с СН3СОО- -ионами соли в малодиссоциированные молекулы соли с СН3СООН, а концентрация Н+-ионов в растворе увеличиваться не будет.
При добавлении (в малых количествах) щелочи добавляемые ОН--ионы будут связывать Н+-ионы буферной кислоты в малодиссоциированные молекулы воды, но концентрация протонов водорода сразу восстановится вследствие смещения равновесия диссоциации уксусной кислоты в сторону увеличения диссоциации кислоты. Таким образом, рН среды остается практически неизменным.
Количество молей сильной кислоты или щелочи, добавление которых к 1 л буферной смеси изменяет значение рН на единицу, называется буферной емкостью. Емкость буферного раствора возрастает при увеличении начальных концентраций его компонентов и максимальна при их равенстве.
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
рН-метр; бюретки вместимостью 25 мл, пробирки, штатив для пробирок, колбы конические вместимостью 50 мл, пипетка вместимостью 10 мл, пипетка вместимостью 1 мл. Соляная кислота HCl 0,1 моль/л, уксусная кислота CH3COOH 0,1 моль/л, гидроксид натрия NaOH 0,1 моль/л, ацетат натрия CH3COONa 0,1 моль/л, хлорид натрия NaCl 0,9 %, метиловый оранжевый и метиловый красный.
Опыт 1. Установление зависимости рН буферных растворов от
соотношения концентраций составляющих их компонентов и от
разведения
пробирка № 1 – 1 : 9; пробирка № 2 – 5 : 5 ; пробирка № 3 – 9 : 1.
Точные объемы растворов ацетата натрия и уксусной кислоты отмеривайте в пробирки при помощи пипетки; содержимое пробирок тщательно перемешайте.
Для этого пипеткой отберите по 1,0 мл приготовленных в п.1 растворов и поместите в пробирки № 4, № 5 и № 6. В каждую пробирку добавьте по 8,0 мл дистиллированной воды и перемешайте. Таким образом, в пробирках № 1 и № 4, № 2 и № 5, № 3 и № 6 будут растворы с одинаковыми соотношениями концентраций компонентов, но растворы в пробирках № 4 – 6 будут разбавленными по сравнению с растворами в пробирках № 1 – 3.
Во все пробирки добавьтет по 5 капель раствора метилового оранжевого и растворы перемешайте. На белом фоне сравните:
Результаты наблюдений запишите в таблицу 1.
Определите значение рН приготовленных растворов при помощи рН-метра. Результаты запишите в таблицу 1.
При расчете принимают во внимание, что:
Тогда константа диссоциации уксусной кислоты в буферном растворе будет иметь вид:
,
откуда
.
Логарифмирую полученное выражение и меняя знаки на обратные, получаем необходимую формулу, позволяющую вычислить рН в буферных смесях из слабых кислот и их солей:
.
Примечание: К(СН3СООН) =1,8∙10-5; рК(СН3СООН) = 4,74.
Занесите полученные значения рН в таблицу 1 и сравните расчетные значения с измеренными.
Таблица 1 – рН ацетатных буферных растворов различных концентраций
|
Номер пробирки с исходным буферным раствором |
1 |
2 |
3 |
|
Соотношение концентраций CH3COONa: CH3COOH |
|||
|
Цвет буферного раствора после добавления индикатора |
|||
|
рН буферного раствора, измеренное на рН-метре |
|||
|
Расчетное значение рН буферного раствора |
|||
|
Номер пробирки с разбавленным буферным раствором |
4 |
5 |
6 |
|
Соотношение концентраций CH3COONa: CH3COOH |
|||
|
Цвет буферного раствора после добавления индикатора |
|||
|
рН буферного раствора, измеренное на рН-метре |
|||
|
Расчетное значение рН буферного раствора |
Опыт 2. Установление влияния добавления небольших количеств сильных кислот и оснований на рН буферного раствора
В пробирках № 1 и 2 приготовьте по 10 мл ацетатного буферного раствора с соотношением концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты, равным 2:3, отмеряя рассчитанные объемы растворов при помощи пипетки.
В пробирки № 3 и 4 поместите при помощи пипетки по 10 мл физиологического раствора (хлорид натрия 0,9 %).
Ко всем растворам добавьте по 5 капель растворов индикаторов согласно таблице 9 и перемешайте. Наблюдаемую окраску отметьте в таблице 2.
Выравните окраску физиологических растворов, добавляя в пробирки
№ 3 и 4 по каплям соляную кислоту с концентрацией 0,01 моль/л.
В пробирки № 1 и № 3 добавьте по 5 капель соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л. Растворы перемешайте; наблюдаемую окраску запишите в таблицу 2.
В пробирки № 2 и № 4 добавляют по 5 капель раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,1 моль/л. Растворы перемешайте; наблюдаемую окраску запишите в таблицу 2.
Таблица 2 – Наблюдения изменения окраски буферного и физиологического растворов при добавлении к ним кислот и оснований
|
Номер про-бирки |
Объект изучения |
Окраска раствора после добавления индикатора |
Окраска раствора после добавления 0,01 М HCl |
Окраска раствора после добавления 0,1 М HCl |
Окраска раствора после добавления 0,1 М NaOH |
|
1 |
Буферный раствор |
метилоранж |
– |
– |
|
|
2 |
Буферный раствор |
метиловый красный |
– |
– |
|
|
3 |
Физиологич. раствор |
метилоранж |
– |
||
|
4 |
Физиологич. раствор |
метиловый красный |
– |
Опыт 3. Установление зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления
1. Приготовьте два ацетатных буферных раствора с одинаковым соотношением концентраций составляющих его компонентов, но с разной суммарной концентрацией.
В пробирке № 1 приготовьте 10 мл буферного раствора с соотношением концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты, равным 1:9, отмеряя рассчитанные объемы веществ при помощи пипетки.
В пробирку № 2 поместите при помощи пипетки 1,0 мл раствора из пробирки № 1 и добавьте 8,0 мл дистиллированной воды (точно), после чего раствор перемешайте. В обе пробирки добавьте по 2 капли раствора метилового оранжевого. Наблюдаемую окраску запишите в таблицу 3.
2. Сравните буферную ёмкость приготовленных растворов при добавлении к ним небольшого количества щелочи.
К растворам в обеих пробирках добавьте по 5 капель раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,1 моль/л. Растворы перемешайте, наблюдаемую окраску запишите в таблицу 3.
3. Сделайте вывод о зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления.
Таблица 3 − Наблюдения изменения окраски буферных растворов при установлении зависимости буферной ёмкости раствора от разбавления
|
№ пробирки |
Объект исследования |
Окраска раствора после добавления метилоранжа |
Окраска раствора после добавления 0,1 М NaOH |
|
1 |
Исходный буферный раствор |
||
|
2 |
Разбавленный буферный раствор |
Опыт 4. Определение буферной ёмкости раствора по кислоте и
основанию
1. Приготовьте испытуемые буферные растворы и растворы-свидетели.
В колбах № 1 и № 3 приготовьте по 20 мл испытуемого ацетатного буферного раствора с равными молярными концентрациями компонентов (5:5).
В колбах № 2 и № 4 приготовьте буферные растворы-свидетели с соотношением концентраций соли и кислоты, равными: в колбе № 2 1:9 и в колбе № 4 9:1.
2. Определите буферную ёмкость по кислоте.
В колбы № 1 и № 2 добавьте по 5 капель метилового оранжевого, растворы перемешайте и наблюдаемую окраску запишите в таблицу 4. Испытуемый раствор в колбе № 1 оттитруйте соляной кислотой до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля. Результаты титрования отметьте в таблице 11.
Буферную ёмкость Ва (моль/л) рассчитайте по формуле
где – изменение рН испытуемого буферного раствора в процессе добавления соляной кислоты
Величины для расчета рН определялись в задании 1.
3. Определите буферную ёмкость по основанию.
В колбы № 3 и № 4 добавьте по 5 капель метилового красного, растворы перемешайте и наблюдаемую окраску запишите в таблицу 4. Испытуемый раствор в колбе № 3 оттитруйте раствором гидроксида натрия до получения окраски, одинаковой с окраской раствора-свидетеля. Результат титрования запишите в таблицу 4.
Буферную ёмкость Вв рассчитайте по формуле
где - изменение рН испытуемого буферного раствора в процессе добавления раствора NаОН .
Величины для расчета рН определялись в задании 1.
Таблица 4 – Результаты определения буферной емкости растворов по кислоте и основанию
|
Номер колбы |
Объект изучения |
CH3COONa:CH3COOH |
рН до титрования |
V титранта |
рН после титрования |
В, моль/л |
|
По кислоте (с метилоранжем) |
||||||
|
1 |
Испытуемый раствор |
5 : 5 |
||||
|
2 |
Раствор-свидетель |
1 : 9 |
- |
- |
- |
|
|
По основанию (с метиловым красным) |
||||||
|
3 |
Испытуемый раствор |
5 : 5 |
||||
|
4 |
Раствор-свидетель |
9 : 1 |
- |
- |
- |
Контрольные вопросы и задания
Цель работы
Изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Гидролизом соли называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.
Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н+ или ОН–- ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются.
В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца, то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.
Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой
Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная (pH>7).
Гидролиз ацетата натрия CH3COONa
В водном растворе:
Ионы CH3COO– и H+ связываются, образуя слабую малодиссоциированную уксусную кислоту и вызывая смещение равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации OH–.
Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:
В ионной форме:
Эта соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:
I ступень:
II ступень:
III ступень:
Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по второй и третьей. В растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Лишь при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая ( рН<7).
Гидролиз нитрата аммония NH4NO3
Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO3– и ионы NH4+. Ионы NH4+ связывают ионы OH– воды, вызывая смещение равновесия диссоциации воды в сторону увеличения концентрации H+- ионов в растворе.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:
В ионной форме:
Гидролиз сульфата цинка ZnSO4
Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.
I ступень:
II ступень:
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.
Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4
Соль CH3COONH4 образована слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH одинаковой силы.
Кдис.NH4OH =1.8∙10-5; Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5.
Реакция гидролиза в молекулярной форме:
В ионно-молекулярной форме:
Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).
В результате реакции гидролиза цианида аммония NH4CN
(Кдис.HCN =7.2∙10-10; Кдис.NH4OH =1.8∙10-5)
среда будет слабощелочной (рН>7).
Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al2S3.
Уравнение реакции гидролиза этой соли:
Ион алюминия связывает ион гидроксила
а сульфид-ион связывает ионы водорода:
В результате в растворе нет накопления ни ионов H+, ни ионов OH–, гидролиз протекает до полного разложения соли с образованием продуктов Al(OH)3 и H2S.
Степень гидролиза
Количественно процесс гидролиза можно характеризовать степенью гидролиза h (%).
Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли:
Например:
Прибавление к этому раствору щелочи, т.е. ионов OH–, или другой соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону реагирующих веществ, а добавление кислоты, т.е. ионов H+, или соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, смещает равновесие гидролиза в сторону продуктов реакции.
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Водяная баня; штатив с пробирками; пипетка на 1 мл; мерная колба на 100 мл; кристаллы солей (хлорид аммония NH4Cl, ацетат натрия CH3COONa, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na2CO3, сульфит натрия Na2SO3); 0,5 н растворы хлорида железа FeCl3 и карбоната натрия Na2CO3; 0,1 М раствор хлорида аммония NH4Cl; индикаторы (универсальный индикатор, фенолфталеин).
В пять пробирок на ⅓ объема налейте дистиллированной воды. Первую пробирку оставьте в качестве контрольной, а в остальные добавьте по одному микрошпателю солей: хлорида аммония NH4Cl, ацетата натрия CH3COONa, хлорида натрия NaCl, карбоната натрия Na2CO3.
Затем в каждую пробирку добавьте 1 – 2 капли раствора универсального индикатора. Отметьте окраску растворов в пробирках. Определите значение рН раствора, пользуясь данными таблицы 1. Результаты наблюдений сведите в таблицу 2. Сделайте выводы. Составьте уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной форме.
Таблица 1 – Окраска универсального индикатора в зависимости от рН среды
|
рН |
Окраска универсального индикатора |
|
2 3 4 5 6 7 8 9 10 |
розовая красно-оранжевая оранжевая желто-оранжевая желтая желто-зеленая зеленая сине-зеленая фиолетовая |
Таблица 2 – Изменение рН растворов при гидролизе различных солей
|
Номер пробирки |
1 |
2 |
3 |
4 |
|
Растворенная соль |
NH4Cl |
CH3COONa |
NaCl |
Na2CO3 |
|
Цвет индикатора |
||||
|
рН |
Опыт 2. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей
2.1 Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза
В две пробирки налейте на ⅔ объема дистиллированной воды. В одну пробирку внесите один микрошпатель сульфита натрия, в другую – карбоната натрия. По отсутствию выделения SO2 и СО2 убедитесь, что гидролиз протекает лишь по первой ступени. Запишите уравнения реакций гидролиза.
В каждую пробирку добавьте по одной капле фенолфталеина. В растворе какой соли окраска индикатора интенсивнее? В каком случае концентрация ионов ОН- более высокая и, следовательно, степень гидролиза больше? Объясните наблюдаемое явление, сравнив константы диссоциации угольной и сернистой кислот (4,5∙10-7 и 1,7∙10-2 соответственно).
Степень гидролиза какой соли, AlCl3 или MgCl2, при одинаковых концентрациях и температуре должна быть больше? Напишите уравнения гидролиза по первой ступени и решите, в каком случае концентрация ионов Н+ должна быть выше (константы диссоциации по II ступени Mg(OH)2 и Al(OH)3 равны 2,5∙10-3 и 2,1∙10-9 соответственно).
Сделайте общий вывод о влиянии силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза.
Внесите в пробирку 2 – 3 капли раствора хлорида сурьмы SbCl3. Поместите пробирку в стакан с холодной водой (льдом). Добавляйте к раствору по каплям дистиллированную воду до выпадения белого осадка хлорида оксосурьмы SbОCl.
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения:
Объясните влияние разбавления на увеличение степени гидролиза. Для чего напишите выражение константы гидролиза хлорида сурьмы по первой ступени (для ионного уравнения). Проанализируйте, во сколько раз увеличится числитель и знаменатель при увеличении разбавления в два раза. Вызовет ли это смещение равновесия гидролиза? В сторону увеличения или уменьшения?
Напишите ионное уравнение первой ступени гидролиза карбоната аммония (NH4)2CO3 и выражение константы этого равновесия. Будет ли влиять разбавление на степень гидролиза карбоната аммония? Сделайте общий вывод: степень гидролиза каких солей не зависит от разбавления?
Налейте в пробирку до половины ее объема дистиллированной воды и внесите в нее 2 – 3 микрошпателя ацетата натрия CH3COONa. Напишите ионное уравнение гидролиза этой соли. Прибавьте 1 – 2 капли фенолфталеина. Какова окраска индикатора в растворе? Каково значение рН среды?
Половину полученного раствора отлейте в другую пробирку и оставьте для сравнения, а пробирку с оставшимся раствором нагрейте в горячей водяной бане. Как изменилась окраска раствора? Какой вывод об изменении концентрации ионов ОН- в растворе можно сделать на основании изменения окраски фенолфталеина?
Охладите пробирку с раствором под струей холодной воды. Что наблюдается? Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза солей и дайте объяснение.
Налейте в пробирку 2–3 капли концентрированного раствора хлорида железа (III) FeCl3 (соль образована слабым основанием и слабой кислотой, ее гидролиз протекает в основном только по 1-й ступени), а затем добавьте по каплям концентрированный раствор карбоната натрия Na2CO3 (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, ее гидролиз также протекает в основном только по 1-й ступени) до появления осадка и выделения газа. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых оснований и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакции.
Опыт 4. Определение константы и степени гидролиза солей измерением рН раствора
В соответствии с уравнением гидролиза NH4Cl:
константа гидролиза этой соли равна:
Из уравнения гидролиза видно, что [NH4OH] = [H+]. Вследствие практически полной диссоциации солей в растворе при небольших значениях степени гидролиза равновесная концентрация NH4+-иона мало отличается от начальной, т.е. можно принять, что [NH4+]равн. = Ссоли. Тогда получаем расчетную формулу:
Ссоли в растворах известна, а концентрацию Н+-ионов вычислите для каждого случая по найденным экспериментально значениям рН.
Степень гидролиза h связана с константой гидролиза следующим уравнением:
,
откуда
Сравните экспериментальные значения Кгидр и h в растворах хлорида аммония с вычисленными. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на константу гидролиза и степень гидролиза при неизменной температуре.
Контрольные вопросы и задания
Лабораторная работа №6
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы
Приобретение навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций; ознакомление с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций и их классификацией.
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) − это единый процесс, состоящий из двух разных полуреакций: полуреакции окисления и полуреакции восстановления, которые идут одновременно.
Окисление − это процесс потери электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановление − это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Окислителем называется вещество, атомы, молекулы или ионы которого присоединяют электроны:
Окислитель восстанавливается в процессе восстановления.
Восстановителем называется вещество, атомы, молекулы или ионы которого отдают электроны:
Восстановитель окисляется в процессе окисления.
Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
При написании уравнений ОВР используют два метода расстановки коэффициентов: метод электронного баланса и метод полуреакций.
Метод электронного баланса (окислительных чисел) рассмотрим на примере реакции
Для расстановки коэффициентов выполняем следующие действия.
Mетод полуреакций (ионно-молекулярный метод) основан на составлении уравнений процессов окисления и восстановления с помощью ионов и молекул, реально существующих в растворе.
Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества − в виде молекул. Степень окисления атомов не используют, а учитывают заряды реальных ионов и характер среды, в которой идет процесс окисления или восстановления. Алгебраическую сумму зарядов в левой и правой частях полуреакций (процессов окисления и восстановления) уравнивают с помощью определенного числа электронов, которые участвуют в процессе. После записи полуреакций окисления и восстановления уравнивают число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем с помощью дополнительных коэффициентов (как в методе электронного баланса). С учетом этих коэффициентов записывают сокращенное ионно-молекулярное уравнение, а затем и молекулярное уравнение ОВР.
Используем метод полуреакций для той же реакции:
Чтобы связать 4 моль атомов кислорода, требуется 8 моль атомов водорода (процесс идет в кислой среде):
Уравниваем алгебраическую сумму зарядов слева и справа:
Чтобы получить 1 моль атомов кислорода для окисления SO32-до SO42-, требуется 1 моль молекул H2O (процесс идет в кислой среде):
Уравниваем алгебраическую сумму зарядов слева и справа:
Теперь уравниваем число электронов в полуреакциях окисления и восстановления и получаем сокращенное ионно - молекулярное уравнение ОВР:
Записываем молекулярное уравнение ОВР:
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Спиртовка, штатив с пробирками, пипетка на 2 мл.
Кристаллы солей (сульфит натрия Na2SО3, нитрит натрия NaNO2, бромид калия KBr, йодид калия KI), цинк, медь, концентрированный и разбавленный растворы серной кислоты Н2SO4, концентрированный и разбавленный растворы азотной кислоты HNO3, концентрированный раствор щелочи NаОН, раствор перманганата калия КМnO4, раствор дихромата калия К2Сr2О7, раствор иодида калия КI, раствор нитрита натрия NaNO2, раствор сульфита натрия Nа2SО3, раствор сульфида натрия Nа2S, раствор пероксида водорода Н2О2, раствор крахмала (в капельнице), раствор сульфата железа (II) FeSO4, раствор хлорида бария ВаСl2, раствор сульфата меди (II) СuSО4.
Опыт 1. Сравнение восстановительной активности галогенидов
Проводить в вытяжном шкафу!
В одну пробирку поместите небольшое количество кристаллического бромида калия, в другую − столько же иодида калия. В обе пробирки добавьте 1 − 2 мл концентрированной серной кислоты. Обратите внимание на образование окрашенных продуктов и газов с резкими запахами.
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают галогенид-ионы? Почему? Сделайте вывод об относительной активности Вr- и I-. Поясните вывод, проанализировав взаимное расположение элементов Вr и I в периодической системе Д.И. Менделеева. К какому типу принадлежит каждая из окислительно-восстановительных реакций?
Опыт 2. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных средах
Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (КМnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью − добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи NаОН.
После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na2SО3 (cульфат железа, нитрит натрия). Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Мn(II). В каком случае наблюдается образование осадка?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления КМnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительно-восстановительные реакции?
Опыт 3. Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений хрома
Проводить в вытяжном шкафу!
В пробирку налейте 2 − 3 мл раствора дихромата калия (К2Сr2О7) и столько же разбавленной серной кислоты. К полученной смеси по каплям добавляйте свежеприготовленный раствор сульфата железа (II) FeSO4 до образования устойчивой окраски раствора.
Наблюдайте изменение цвета раствора. Сравните его с цветом растворов соединений хрома. Об образовании каких ионов он свидетельствует?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Сделайте вывод о поведении соединений хрома (VI) в окислительно-восстановительных реакциях. К какому типу относится данная окислительно-восстановительная реакция?
Опыт 4. Изучение окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия
В одну пробирку налейте 1 − 2 мл раствора иодида калия (КI) и равный объем разбавленной серной кислоты, а затем прибавьте 2 − 3 мл раствора нитрита натрия (NaNO2). Как изменяется окраска раствора? Какой газ выделяется?
В другую пробирку налейте 1 − 2 мл раствора дихромата калия (К2Сг2О7), двойной объем разбавленной серной кислоты и 4 − 5 мл раствора нитрита натрия NaNO2. Чем объясняется изменение окраски раствора (сравните ее с окраской имеющихся в Вашем распоряжении соединений хрома)?
Какую роль выполняет нитрит натрия в каждой из реакций, чем это можно объяснить?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?
Опыт 5. Изучение окислительно-восстановительной двойственности сульфита натрия
Приготовьте 2-3 мл раствора сульфита натрия (Nа2SО3), разделите его пополам, отлив часть в другую пробирку. К одной части раствора прилейте такой же объем разбавленной серной кислоты и добавляйте по каплям раствор дихромата калия (К2Сr2О7) до получения устойчивой окраски раствора.
Ко второй части раствора сульфита натрия добавьте равный объем разбавленной серной кислоты и 1-2 мл раствора сульфида натрия (Nа2S). Что наблюдается?
Какую роль выполняет сульфит натрия в каждой из реакций, чем это можно объяснить?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
К какому типу окислительно-восстановительных реакций принадлежат данные?
Опыт 6. Изучение окислительно-восстановительной двойственности пероксида водорода
В две пробирки налейте по 2 мл раствора пероксида водорода (Н2О2) и столько же разбавленной серной кислоты.
В первую добавьте 1 − 2 мл раствора иодида калия (КI) и 1 − 2 капли раствора крахмала. О чем свидетельствует изменение окраски крахмала?
Во вторую пробирку прибавляйте по каплям раствор перманганата калия. Что наблюдается? Чем это можно объяснить?
Какую роль играет пероксид водорода в каждой реакции? Почему это возможно?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
К какому типу окислительно-восстановительных реакций относятся данные?
Опыт 7. Изучение реакции металлов с серной кислотой
Проводить в вытяжном шкафу!
Поместите в каждую из двух пробирок по небольшому кусочку цинка и медной стружки. Осторожно прибавьте по 2 мл разбавленной серной кислоты. В каком случае реакция не идет? Почему?
Повторите опыт, заменив разбавленную кислоту на концентрированную. Сравните запахи выделяющихся газообразных продуктов.
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Сделайте обобщенный вывод о влиянии природы металла на окислительные свойства серной кислоты и о различии поведения серной кислоты в зависимости от ее концентрации.
Опыт 8. Изучение реакции металлов с азотной кислотой
Проводить в вытяжном шкафу!
Поместите в каждую из двух пробирок по небольшому кусочку медной стружки. В одну из них добавьте 2 мл разбавленной азотной кислоты, а в другую − столько же концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку можно слегка нагреть на пламени спиртовки, если реакция не начинается.
Что наблюдается? Сравните цвет растворов и выделяющихся газообразных продуктов.
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
Сделайте вывод о различном поведении азотной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях в зависимости от ее концентрации.
Контрольные вопросы и задания
Лабораторная работа № 7
ПОЛУЧЕНИЕ И ОЧИСТКА ЗОЛЯ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА (III).
ИЗУЧЕНИЕ ЕГО КОАГУЛЯЦИИ И СТАБИЛИЗАЦИИ
Цель работы
Изучение синтеза золя гидроксида железа конденсационным методом; определение порога электролитной коагуляции золя; определение защитного числа стабилизатора (высокомолекулярного соединения).
ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Золи (коллоидные растворы) − жидкие системы с частицами (мицеллами), размер которых лежит в пределе от 1 до 100 нм (10−9 − 10−7м), при этом каждая частица может содержать большое число атомов или молекул.
Для получения золей размеры частиц данного вещества должны быть доведены до коллоидных размеров, что осуществимо двумя методами:
Еще одним необходимым для получения золей условием является наличие в системе стабилизаторов – веществ, препятствующих процессу самопроизвольного укрупнения коллоидных частиц.
Полученные коллоиды необходимо очищать от содержащихся в них примесей электролитов, так как эти вещества понижают их устойчивость и мешают изучению свойств. Одним из методов очистки является диализ − процесс освобождения коллоидных растворов от примесей, способных проникать через полупроницаемые мембраны, которые можно приготовить из пергамента, целлофана, бычьего, свиного пузыря и т.д. Процесс очистки основан на способности примесных ионов и молекул свободно проникать через полупроницаемые мембраны, тогда как коллоидные частицы такой способностью не обладают.
Структурной единицей золей является мицелла, которая образована нерастворимым микрокристаллом вещества (агрегат), способным к избирательной адсорбции из окружающей среды катионов или анионов. В зависимости от условий получения золя кристалл будет адсорбировать положительные или отрицательные ионы, в результате чего микрокристалл приобретает отрицательный либо положительный заряд; ионы, сообщающие ему этот заряд, называются потенциалопределяющими, а сам заряженный кристалл – ядром мицеллы.
В качестве примера рассмотрим строение мицеллы золя гидроксида железа, полученного гидролизом хлорида железа:
Частицы образующегося золя имеют положительный заряд, так как поверхностные молекулы агрегата Fe(OH)3 вступают во взаимодействие с соляной кислотой:
В результате диссоциации FeOCl образуются ионы FeO+ и Cl-.
Строение мицеллы полученного золя можно изобразить следующим образом:
Золи являются термодинамически неустойчивыми системами, поэтому возможен самопроизвольный процесс объединения дисперсных частиц в более крупные агрегаты – коагуляция золей. Тем не менее золям присуща способность сохранять степень дисперсности – агрегативная устойчивость. Коагуляция золей может быть вызвана различными факторами: прибавлением электролитов, нагреванием или замораживанием, механическим воздействием и т.д.
Наиболее важным и изученным фактором коагуляции гидрофобных коллоидов является воздействие на них растворов электролитов. Для начала коагуляции золя необходима некоторая минимальная концентрация электролита, называемая порогом коагуляции.
Для предотвращения агрегации частиц и защиты золей от коагулирующего действия электролитов применяют высокомолекулярные соединения и коллоидные поверхностно-активные вещества (ПАВ). Их стабилизирующая способность относительно выбранного золя характеризуется защитным числом S– количеством вещества, требуемом для стабилизации единицы объема золя:
, (1)
где Сст – концентрация раствора стабилизатора, г/л; Vзащ – объем раствора стабилизатора, необходимый для предотвращения коагуляции золя, мл; V – объем золя, мл.
МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Приборы, оборудование и реактивы
Спиртовка, асбестовая сетка, коническая колба на 100 мл, колба на 500 мл, химический стакан, целлофан, пробирки, пипетки; 2% и 1 н растворы хлорида железа (III) FeCl3, концентрированный раствор карбоната аммония (NH4)2CO3, 0,5 н раствор хлорида калия КС1, 0,5 н раствор хлорида бария BaCl2, 0,05 н раствор сульфата калия К2SO4, 0,005 н раствор гексацианоферрат (III) калия К3[Fе(СN)6], 0,01%-й раствор желатина.
Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) с отрицательным
зарядом частиц
В колбу налейте 200 − 300 мл 1 н раствора хлорида железа (III) и по каплям добавьте 5 – 10 мл концентрированного раствора карбоната аммония до растворения образовавшегося вначале осадка. Наблюдайте образование коллоидного раствора, окрашенного в интенсивный красно-коричневый цвет.
Реакция образования золя идет по уравнению:
Образующийся в результате этого опыта золь гидроксида железа заряжен отрицательно.
Опыт 2. Получение и очистка золя гидроксида железа (III) с
положительным зарядом частиц
Золь гидроксида трехвалентного железа получают гидролизом хлорида железа:
В конической колбе на 100 мл нагрейте до кипения 40 мл дистиллированной воды и в кипящую воду добавьте по каплям 7 мл 2%-го раствора FeCl3. После кипячения раствора в течение нескольких минут в результате гидролиза образуется красно-коричневый золь гидроксида железа (Ш).
Полученный коллоидный раствор подвергните диализу, для чего вылейте его в целлофановый мешочек и помещают последний в химический стакан с дистиллированной водой. Проводя каждые 15 минут качественное определение наличия ионов хлора в пробах воды из стакана (после отбора каждой пробы меняют воду в кристаллизаторе), наблюдайте постепенное уменьшение концентрации хлорид-ионов в воде.
Опыт 3. Определение порога коагуляции золя гидроксида железа (III) электролитами
Для работы используйте два раствора электролитов (по указанию преподавателя): 0,5 н КС1, 0,5 н BaCl2, 0,05 н К2SO4, 0,005 н К3[Fе(СN)6].
Двадцать одну пробирку тщательно вымойте, несколько раз ополосните дистиллированной водой и на некоторое время поместите в штатив вверх дном, чтобы стекла вода.
Приготовьте системы золь-электролит. Для этого в десять пробирок из бюретки налейте по 4 мл золя гидроксида железа. Добавьте по 2 мл дистиллированной воды.
Исходные растворы электролитов разбавьте в 2, 4, 8, 16 и 32 раза. Для этого в пять пробирок налейте по 2 мл дистиллированной воды. В первую из них внесите при помощи пипетки 2 мл исходного раствора одного из электролитов; полученный раствор перемешайте, продувая воздух через опущенную в жидкость пипетку. Затем отберите этой же пипеткой 2 мл полученного раствора и перенесите в следующую пробирку с водой; аналогичные операции произведите вплоть до пятой пробирки. Соотношение объемов исходного раствора электролита и воды в пяти пробирках будет следующим: 1:1, 1:3, 1:7, 1:15, 1:31. Аналогичным образом приготовьте растворы другого электролита.
В каждую из десяти пробирок с золем пипеткой емкостью 1 мл добавьте по каплям по 1 мл растворов электролита различной концентрации (начинают с самого разбавленного), встряхните и поместите в штатив. В чистую пробирку налейте 4 мл золя, добавьте 1 мл дистиллированной воды и используйте как эталон.
По истечении 30 минут после добавления электролитов рассмотрите содержимое пробирок и отметьте те пробирки, в которых наступила явная коагуляция золя (помутнение). Результаты наблюдений занесите в таблицу 1. Наличие либо отсутствие явной коагуляции отметьте в таблице знаками «+»или «−».
Порог коагуляции для каждого из электролитов вычислите по формуле:
где Сисх - исходная концентрация электролита, моль/л; х - максимальное разбавление раствора электролита, при котором наблюдается явная коагуляция.
Таблица 1 – Результаты наблюдения порога коагуляции золя
|
Электролит |
Разбавление, х |
||||
|
2 |
4 |
8 |
16 |
32 |
|
Опыт 4. Изучение стабилизации золя гидроксида железа (III)
раствором высокомолекулярного соединения
В девять пробирок из бюретки налейте по 4 мл золя гидроксида железа. Во все пробирки добавьте 2 мл раствора желатина и воды в соотношении, указанном в таблице 2. Первую пробирку используйте как эталон.
Через 10 – 15 минут после введения желатина (для адсорбции желатина на частицах золя) во все пробирки пипеткой емкостью 1 мл добавьте по каплям по 1 мл раствора электролита той концентрации, при которой наблюдалась наиболее сильная коагуляция (опыт 3), встряхните и поместите в штатив.
Таблица 2 – Результаты изучения стабилизации золя гидроксида железа
|
Электролит |
Объем раствора желатина / вода, мл |
||||||||
|
0 / 2 |
0,25 / 1,75 |
0,5 / 1,5 |
0,75 / 1,25 |
1 / 1 |
1,25 / 0,75 |
1,5 / 0,5 |
1,75 / 0,25 |
2 / 0 |
|
По истечении 30 минут после добавления электролита рассмотрите содержимое пробирок и отметьте наличие либо отсутствие явной коагуляции в таблице 15 знаками «+» или «−».
Найдите объем раствора желатина Vзащ, необходимый для предотвращения коагуляции золя и по формуле (1) рассчитайте защитное число золя гидроксида железа.
Контрольные вопросы и задания
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Таблица А.1 – Плотности водных растворов некоторых веществ при 20оС
|
NaCl |
H2SO4 |
HCl |
CH3COOH |
||||
|
|
, г/л |
|
, г/л |
|
, г/л |
|
, г/л |
|
0,01 |
1005,3 |
0,003 |
1000,0 |
0,004 |
1000,0 |
0,04 |
1004,1 |
|
0,02 |
1012,5 |
0,032 |
1020,0 |
0,024 |
1010,0 |
0,08 |
1009,8 |
|
0,04 |
1026,8 |
0,062 |
1040,0 |
0,044 |
1020,0 |
0,12 |
1015,4 |
|
0,06 |
1041,3 |
0,091 |
1060,0 |
0,064 |
1030,0 |
0,16 |
1020,8 |
|
0,08 |
1055,9 |
0,120 |
1080,0 |
0,085 |
1040,0 |
0,20 |
1026,1 |
|
0,10 |
1070,7 |
0,147 |
1100,0 |
0,105 |
1050,0 |
0,24 |
1031,2 |
|
0,12 |
1085,7 |
0,174 |
1120,0 |
0,125 |
1060,0 |
0,28 |
1036,0 |
|
0,14 |
1100,9 |
0,201 |
1140,0 |
0,145 |
1070,0 |
0,32 |
1040,5 |
|
0,16 |
1116,2 |
0,227 |
1160,0 |
0,165 |
1080,0 |
0,36 |
1044,8 |
|
0,18 |
1131,9 |
0,252 |
1180,0 |
0,184 |
1090,0 |
0,40 |
1048,8 |
|
0,20 |
1147,8 |
0,277 |
1200,0 |
0,204 |
1100,0 |
0,44 |
1052,5 |
|
0,22 |
1164,0 |
0,302 |
1220,0 |
0,223 |
1110,0 |
0,48 |
1055,9 |
|
0,24 |
1180,4 |
0,326 |
1240,0 |
0,243 |
1120,0 |
0,52 |
1059,0 |
|
0,26 |
1197,2 |
0,350 |
1260,0 |
0,262 |
1130,0 |
0,56 |
1061,8 |
ПРИЛОЖЕНИЕ Б
Таблица Б.1 – Растворимость кислот, оснований и солей в воде
|
H+ |
NH+ |
Li+ |
Na+ |
K+ |
Ag+ |
Mg2+ |
Ca2+ |
Sr2+ |
Ba2+ |
Cu2+ |
Zn2+ |
Sn2+ |
Pb2+ |
Mn2+ |
Hg2+ |
Fe2+ |
Fe3+ |
Al3+ |
Cr3+ |
Bi3+ |
|
|
OH- |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Н |
М |
М |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
|
F- |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
Р |
М |
Н |
Н |
М |
М |
М |
Р |
М |
М |
− |
М |
Н |
М |
М |
Н |
|
Cl- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
|
Br- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
М |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
|
I- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Р |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
− |
Р |
Р |
− |
|
NO3- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
CH3COO- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Р |
− |
− |
|
S2- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
− |
Н |
|
SO32- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
− |
− |
Н |
|
SO42- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
− |
Р |
Р |
Р |
Р |
− |
|
CO32- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
Н |
− |
Н |
Н |
− |
Н |
− |
− |
− |
Н |
|
SiO32- |
Н |
− |
Р |
Р |
Р |
− |
Н |
Н |
Н |
Н |
− |
Н |
− |
Н |
Н |
− |
Н |
Н |
Н |
− |
− |
|
CrO42- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
М |
М |
Н |
Н |
Н |
− |
Н |
Н |
Н |
− |
− |
− |
Р |
Н |
|
PO43- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Условные обозначения: Р – растворимое в воде вещество (от 1 г на 100 г воды); М –малорастворимое (от 0,01 г на 100 г воды); Н – практически нарастворимое (до 0,01 г на 100 г воды); «−» − вещство не существует или гидролизуется полностью.
ПРИЛОЖЕНИЕ В
Таблица В.1 – Степень диссоциации α некоторых электролитов в 0,1 М растворе при 25 °С
|
Сильный электролит |
α, % |
Слабый электролит |
α, % |
|
НNO3 |
93 |
H2SO3 |
33** |
|
HCl |
93 |
H3PO4 |
24** |
|
H2SO4 |
59* |
HF |
7,8 |
|
NaOH |
91 |
HNO2 |
6,4 |
|
KOH |
89 |
HCOOH |
4,2 |
|
KCl |
86 |
NH4OH |
1,3 |
|
Ba(OH)2 |
77 |
CH3COOH |
1,3 |
|
CaCl2 |
75 |
H2S |
0,08** |
|
K2SO4 |
72 |
HCN |
0,009 |
Условные обозначения: * Относительно малая величина α связана с тем, что по второй ступени в 0,1 М растворе Н2SO4 диссоциирована не полностью; ** − Приведенные значения α относятся к первой ступени диссоциации
Учебное издание
ХИМИЯ
Методические указания
Составители:
Редактор Т. Л. Бажанова
Технический редактор А. А. Щербакова
Подписано в печать Формат 60х84 1/16
Бумага офсетная. Гарнитура Таймс. Печать трафаретная.
Усл. печ. л. Уч.-изд. л.
Тираж Заказ
Учреждение образования
«Могилевский государственный университет продовольствия».
212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3.
Отпечатано на ризографе редакционно-издательского отдела
учреждения образования
«Могилевский государственный университет продовольствия».
212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3.
ЛП № от
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3