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
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
«Очистка хлорида калия от примеси хлорида
железа(III) методом перекристаллизации»
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь
I. Фильтрование
Фильтрование – процесс механического разделения твёрдых и жидких компонентов смесей с помощью фильтров. Фильтр – мелкопористый материал, пропускающий жидкость и задерживающий на своей поверхности частицы твёрдого вещества. Жидкость, прошедшая через фильтр, называется фильтратом. В лабораторной практике используются стеклянные и бумажные фильтры.
Стеклянные фильтры (или фильтры Шотта) (рис.1) представляют собой стеклянные воронки с вплавленными в них пластинами из спрессованного пористого стекла.
Такие фильтры химически устойчивы и используются для фильтрования агрессивных жидкостей за исключением плавиковой кислоты и концентрированных растворов щелочей. Они изготавливаются только в заводских условиях, хрупки и требуют бережного обращения.
Бумажные фильтры изготавливают из специальных сортов бумаги разной плотности. По сравнению со стеклянными фильтрами они химически нестойки и легко разрушаются растворами кислот и щелочей, некоторых солей. В то же время бумажные фильтры дёшевы и легко изготавливаются в лабораторных условиях. Различают гладкие и складчатые бумажные фильтры.
Гладкие фильтры используются тогда, когда целью фильтрования является выделение твёрдого вещества (осадка). Такой фильтр изготавливают из круга фильтровальной бумаги, диаметр которого примерно в раза больше диаметра воронки. Для этого бумажный круг складывают вчетверо (по пунктирам) и образовавшийся сегмент разворачивают в конус, одна половина которого состоит из одного, а вторая – из трёх слоёв бумаги (рис. 2).
При отсутствии круга используют лист бумаги, имеющий форму квадрата со стороной, примерно в 2 раза большей диаметра воронки. Его складывают вчетверо, образовавшийся малый квадрат обрезают ножницами по дуге с таким расчётом, чтобы верхний край фильтра не доходил до края воронки на 3 – 5 мм. Как и в предыдущем случае, сегмент разворачивают в конус
(рис. 3).
Приготовленный фильтр вкладывают в воронку и, прижимая к её стенкам, смачивают небольшим количеством воды.
Если целью фильтрования является получение жидкости, а также при необходимости увеличить скорость фильтрования применяют складчатый фильтр. Его изготавливают так же, как и гладкий фильтр, но при этом полукруг складывают по пунктирам поочерёдно в противоположные стороны с образованием «гармошки» (рис.4). Её расправляют и вставляют в воронку, не смачивая водой.
Фильтрование при обычных условиях
Воронку с фильтром укрепляют на кольце штатива так, чтобы конец её трубки касался стенки сосуда для сбора фильтрата (рис. 5). Фильтруемую жидкость аккуратно сливают на фильтр по стеклянной палочке, следя за тем, чтобы уровень жидкости в фильтре всегда был ниже его края не менее, чем на 1 см.
Фильтрование при повышенной температуре
В случае необходимости отфильтровать горячий раствор (при перекристаллизации) используют воронку для горячего фильтрования. Она представляет собой металлическую воронку с двойными стенками, которая наполняется водой и подогревается. В эту воронку вставляется обычная стеклянная воронка с гладким или складчатым фильтром. Фильтрование проводится, как и в предыдущем случае.
Фильтрование при пониженном давлении
Для более полного отделения осадка от жидкости и ускорения процесса используют фильтрование при пониженном давлении. Соответствующий прибор (рис. 6) состоит из толстостенной стеклянной колбы Бунзена (1), фарфоровой воронки Бюхнера (2), предохранительной склянки (3) и водоструйного насоса (4).
Толстостенная предохранительная склянка служит для предотвращения засасывания воды из насоса в колбу Бунзена в случае перепада давления воды в водопроводе.
Водоструйный насос (рис. 7) – приспособление, в котором создаётся пониженное давление за счёт засасывания воздуха сильной струёй воды. Насос через штуцер 1 прочным резиновым шлангом подсоединяется к водопроводному крану. Скорость движения воды в постепенно суживающейся трубке 2 резко возрастает. Поток воды из этой трубки выбрасывается с большой скоростью в другую трубку 3, которая размещается почти вплотную к ней, имеет немного больший диаметр и постепенно расширяется. Воздух через зазор между трубками захватывается струёй воды, которая вместе с пузырьками откачанного воздуха поподает в слив 4. Через отросток 5 насос присоединяется к прибору, в котором нужно уменьшить давление.
Подготовка фильтра
Из куска фильтровальной бумаги вырезают кружок такого размера, чтобы он совершенно свободно ложился на дно воронки и закрывал все его отверстия. Фильтр кладут в воронку, смачивают дистиллированной водой и плотно прижимают ко дну.
Фильтрование
II. Взвешивание
В лабораторной практике взвешивание проводят при количест венных исследованиях. В учебных лабораториях его осуществляют на технохимических весах (рис. 8) с точностью ±0,01 г, на одночашечных электронных с точностью ±0,01 г (рис. 9) или на аналити ческих весах с точностью ± 0,0001 г.
Основная составная часть технохимических весов – коромысло, которое ребром призмы, закрепленной посередине, опирается на вертикальную опорную колонку. На концах коромысла находятся призмы, на остриях которых с помощью «серёжек» подвешены чашки. К середине коромысла прикреплена стрелка-указатель, свободный конец которой движется вдоль шкалы с делениями. К колонке прикреплён отвес, по которому весы устанавливаются в строго вертикальном положении. Это производится установочными винтами. На концах коромысла имеются подвижные грузики-гайки для уравновешивания ненагруженных весов. Для предохранения острия коромысла от излишнего истирания весы снабжены специальным приспособлением – арретиром.
К весам прилагается разновес с набором разновесок: 100, 50, 20, 10, 5, 2, 1 г и 500, 200, 100, 50, 20, 10 мг. Из указанных разновесок можно составить любую массу от 0,01 до 201,01 г.
Перед взвешиванием весы необходимо проверить. Для этого осторожно поворачивают арретир вправо и следят за качанием стрелки. Если она отклоняется вправо и влево от нулевой точки шкалы одинаково или качания в обе стороны различаются не более чем на 1-1,5 деления, то можно считать, что весы уравновешены. Если же этого не наблюдается, весы надо отрегулировать подвижными гайками на концах коромысла.
Правила взвешивания на технохимических весах:
Правила взвешивания на одночашечных электронных весах:
III. Перекристаллизация
Перекристаллизация – важнейший метод очистки твёрдых растворимых веществ от твёрдых растворимых примесей, позволяющий получить очищенное вещество в кристаллическом виде. Он основан на том, что при понижении температуры коэффициенты растворимости большинства твёрдых веществ, уменьшаются, как это видно из таблицы 1.
Таблица 1. Значения коэффициентов растворимости (г/100 г H2O) нитрата натрия и хлорида калия в интервале температур 0 оС – 100 оС.
|
t, oC Вещество |
0 |
10 |
20 |
30 |
40 |
50 |
60 |
70 |
80 |
90 |
100 |
|
NaNO3 |
72,7 |
79,9 |
87,6 |
96,1 |
104,9 |
114,1 |
124,7 |
132,2 |
149,4 |
168,6 |
176,3 |
|
KCl |
28,0 |
31,2 |
34,2 |
37,2 |
40,1 |
42,9 |
45,8 |
48,6 |
51,3 |
53,8 |
56,3 |
Исходя из величины коэффициента растворимости соли и её массы можно найти объём воды, необходимый для приготовления насыщенного при указанной температуре раствора.
Пример 1. Рассчитайте объём воды, необходимый для приготовления насыщенного при 40 оС раствора нитрата натрия, если масса данной соли равна 6,0 г.
Решение:
Для растворения соли массой 104,9 г необходима вода массой 100 г,
для растворения соли массой 6,0 г необходима вода массой Х г,
откуда находим, что Х = 5,7 г (H2O).
Метод перекристаллизации заключается в следующем. При нагревании до определённой температуры готовится раствор загрязнённого вещества, насыщенный относительно этого вещества, но ненасыщенный относительно примеси (вследствие малого её содержания). При охлаждении такого раствора часть основного вещества из-за уменьшения коэффициента его растворимости выделяется из раствора в осадок в виде кристаллов, а примесь остаётся в растворе.
Перекристаллизация малоэффективна, если примесью является малорастворимое вещество или если примесь изоморфна основному веществу, т. е. образует с ним смешанные кристаллы (одинакового строения и одинаковой формы).
В зависимости от химической природы основного вещества, оно может кристаллизоваться из раствора как в безводном состоянии (K2Cr2O7, NH4Cl и др.), так и в виде кристаллогидратов (CuSO4 ∙ 5H2O, Na2CO3 ∙ 10H2O и др.).
Массу выкристаллизовавшегося вещества можно рассчитать, используя значения коэффициентов его растворимости при указанных температурах.
Пример 2. Рассчитайте массу нитрата натрия, который выкристаллизуется из его насыщенного при 80 оС раствора в результате охлаждения до температуры 20 оС, если для приготовления исходного раствора была использована загрязнённая соль массой 25,5 г. (При проведении расчётов массой примесей пренебречь).
Решение.
Для растворения соли массой 149,4 г необходима вода массой 100 г,
для растворения соли массой 25,5 г необходима вода массой Х г,
откуда находим, что Х = 17,1 г (H2O).
В воде массой 100 г растворяется соль массой 87,6 г,
в воде массой 17,1 г растворяется соль массой Y г,
откуда находим, что Y = 15,0 г (NaNO3).
m(NaNO3)теор = 25,5 г – 15,0 г = 10,5 г.
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
Опыт 1. Очистка KCl
Выполнение:
а) Получите у лаборанта навеску загрязнённого KCl массой 10 г.
б) Используя данные таблицы 1, рассчитайте объём воды, необходимый для приготовления насыщенного при 60 оС раствора KCl исходя из полученной навески (массой примеси в ней пренебречь) (См. Пример 1).
в) Отмерьте мерным цилиндром рассчитанный объём воды и перелейте её в стаканчик с навеской.
г) Непрерывно перемешивая смесь, нагрейте её до полного растворения соли, избегая кипения раствора(!).
д) Полученный насыщенный раствор охладите в кристаллизаторе с холодной водой до температуры 10 оС. Во время охлаждения раствора взвесьте пустую фарфоровую чашку:
m1(чашки) = … г.
е) Соберите прибор для фильтрования при пониженном давлении (рис.6) и отфильтруйте выделившиеся кристаллы KCl.
ж) Аккуратно с помощью шпателя перенесите кристаллы из воронки в чашку.
з) Высушите кристаллы KCl в чашке в сушильном шкафу при температуре 110 оС (7 – 10 минут) и охладите до комнатной температуры.
и) Взвесьте чашку с кристаллами и рассчитайте практическую массу очищенного KCl:
m2(чашки) = … г; m (KCl) практ = m2(чашки) – m1(чашки) = … г.
к) Рассчитайте теоретическую массу m(KCl)теор (см. Пример 2):
m (KCl) теор = … г.
л) Рассчитайте практический выход очищенного KCl (%):
· 100 = … %.
Опыт 2. Сравнительный анализ исходного и очищенного образцов KCl на содержание примеси FeCl3
Для доказательства того, что в результате перекристаллизации содержание примеси FeCl3 в образце KCl резко уменьшается, проведите сравнительный анализ исходного и очищенного образцов хлорида калия. Он заключается в визуальном сравнении интенсивности окраски растворов, возникающей в результате реакции:
FeCl3 + 3KNCS ↔ Fe(NCS)3 + 3KCl.
Образующийся тиоцианат (роданид) железа(III) Fe(NCS)3 придаёт раствору красно-оранжевый цвет, интенсивность которого пропорциональна содержанию FeCl3 в растворе.
Выполнение:
а) В две пробирки внесите по 10 капель воды. В первую из них добавьте образец исходного (загрязнённого) хлорида калия массой ≈ 50 мг (½ шпателя), а во вторую – столько же очищенной вами соли. Содержимое пробирок перемешайте до полного растворения кристаллов.
б) В каждую из пробирок добавьте по 1 капле раствора тиоцианата калия KNCS и перемешайте их содержимое.
Задание:
Сравните интенсивность окраски в пробирках и на основании этого сделайте вывод о сравнительном содержании примеси FeCl3 в исходном и в очищенном образцах.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
============================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
«СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ»
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
ОПЫТ 1. Изучение зависимости скорости реакции Г. Ландольта от концентраци иодата калия.
Уравнение реакции Г. Ландольта (1886 г):
2KIO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 I2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O .
Её окончанию соответствует выделение свободного иода, который соединяется с крахмалом, содержащимся в растворе, образуя соединение темно-синего цвета.
Выполнение:
Закрепите в зажимах 3 бюретки и заполните их рабочими растворами:
Первую бюретку – раствором иодата калия, содержащим крахмал; вторую бюретку – раствором сульфита натрия, подкисленным серной кислотой; третью бюретку – дистиллированной водой.
1-а) В пробирку № 1 отмерьте 10 см3 раствора KIO3, а в пробирку № 2 – 10 см3 раствора Na2SO3. Содержимое пробирок быстро смешайте в химическом стакане, включив одновременно секундомер. Определите время появления синей окраски раствора, результат занесите в таблицу 1. Тщательно промойте стакан.
1-б) В пробирку № 1 отмерьте 5 см3 раствора KIO3 и 5 см3 Н2О, а в пробирку № 2 – 10 см3 раствора Na2SO3. Смешайте растворы в стакане, как в предыдущем опыте, включив одновременно секундомер. Определите время появления синей окраски раствора, результат занесите в таблицу 1. Тщательно промойте стакан.
1-в) В пробирку № 1 отмерьте 2,5 см3 раствора KIO3 и 7,5 см3 воды, а в пробирку № 2 – 10 см3 раствора Na2SO3. Растворы смешайте, как в предыдущих опытах и определите время протекания реакции. Результаты внесите в таблицу 1
Таблица 1
|
Опыт |
Пробирка № 1 |
Пробирка № 2 |
Конц. KIO3 после смешив. р-ров, моль/дм3 |
Время t, с |
Условная скорость, vусл .= 1/t |
|
|
Объем р-ра KIO3, см3 |
Объем воды, см3 |
Объем р-ра Na2SO3, см3 |
||||
|
1-а |
10 |
0 |
10 |
|||
|
1-б |
5 |
5 |
10 |
|||
|
1-в |
2,5 |
7,5 |
10 |
Задания:
Заполните таблицу. Учтите, что концентрация KIO3 в растворе, находящемся в бюретке, равна 0,02 моль/дм3. В опыте 1-а исходный раствор KIO3 объемом 10 см3 вы разбавили до объема 20 см3. Так как объем раствора увеличился в 2 раза, то концентрация KIO3 в нем уменьшилась в 2 раза и составили 0,02 : 2 = 0,01 моль/ дм3. Аналогично рассчитайте концентрации KIO3 в опытах 1-б и 1-в.
Условную скорость реакции вычислите как величину, обратную времени её протекания:
vусл .= 1/t.
Простройте график зависимости условной скорости реакции от концентрации KIO3.
Оцените кинетический порядок реакции по KIO3. Сделайте вывод о влиянии концентраций реагентов на скорость реакций.
ОПЫТ 2. Изучение зависимости скорости реакции Г. Ландольта от температуры
Выполнение:
В пробирку № 1 отмерьте 2,5 см3 раствора KIO3 и 7,5 см3 воды, а в пробирку № 2 – 10 см3 раствора Na2SO3. Растворы в пробирках подогрейте в водяной бане на 10 – 30 оС. С помощью термометра определите температуру растворов и сразу после этого смешайте их, как в предыдущих опытах. Определите время протекания реакции, результат внесите в таблицу 2.
Таблица 2
|
Опыт |
Пробирка № 1 |
Пробирка № 2 |
Температура растворов, °С |
Время t, с |
Условная скорость, vусл .= 1/t |
|
|
Объем р-ра KIO3, см3 |
Объем воды, см3 |
Объем р-ра Na2SO3, см3 |
||||
|
2 |
2,5 |
7,5 |
10 |
|||
|
1-в |
2,5 |
7,5 |
10 |
Задания:
Заполните таблицу, внеся в её последнюю строку результаты опыта 1-в. Сравните результаты опытов 2 и 1-в. Рассчитайте примерное значение температурного коэффициента скорости реакции. Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакций.
ОПЫТ 3. Изучение влияния сульфата меди(II) на скорость восстановления роданида железа(III).
В данном опыте вы изучите влияние сульфата меди(II) на скорость реакции восстановления роданида железа(III) тиосульфатом натрия:
2Fe(NCS)3 + 2Na2S2O3 = 2Fe(NCS)2 + 2NaNCS + Na2S4O6 .
Окончанию данной реакции соответствует полное обесцвечивание раствора.
Выполнение:
Приготовьте исходный раствор роданида железа(III), смешав в пробирке примерно по 2 см3 разбавленных растворов FeCl3 и KNCS:
FeCl3 + 3KNCS ↔ Fe(NCS)3 + 3KCl.
Полученный раствор разделите на 2 части (в 2-х пробирках).
В первую пробирку с раствором роданида железа(III) добавьте 1 каплю раствора тиосульфата натрия, содержимое пробирки перемешайте. Обратите внимание на скорость обесцвечивания раствора.
В другую пробирку с раствором роданида железа(III) добавьте 1 каплю очень разбавленного раствора сульфата меди(II), а затем 1 каплю раствора тиосульфата натрия. Содержимое пробирки перемешайте. Что наблюдается?
Задания: Запишите наблюдаемые эффекты. Какова роль сульфата меди(II) в процессе восстановления роданида железа(III) тиосульфатом натрия? Сделайте вывод о влиянии катализаторов на скорость химических реакций.
Опыт 4. Изучение влияния концентраций веществ на положение химического равновесия
В этом опыте вы изучите влияние концентраций исходных веществ и продуктов на положение химического равновесия в гомогенной системе:
FeCl3 + 3KNCS ↔ Fe(NCS)3 + 3KCl.
Смещению данного равновесия вправо соответствует усиление окраски раствора, а смещению влево – её ослабление.
Выполнение:
Приготовьте гомогенную равновесную систему, смешав в пробирке примерно по 2 см3 разбавленных растворов FeCl3 и KNCS. Полученный раствор разделите на 3 части (в пробирках). Одну из них оставьте в качестве контрольной.
В первую пробирку добавьте 1 каплю насыщенного раствора KNCS, во вторую – 2–3 шпателя кристаллов KCl. Содержимое пробирок перемешайте и сравните интенсивность окраски в них с интенсивностью в контрольной пробирке.
Задания:
Запишите наблюдаемые эффекты и объясните их. Сделайте вывод о направлении смещения равновесия при изменении концентраций исходных веществ и продуктов реакции. Запишите выражение константы химического равновесия изученного процесса.
ОПЫТ 5. Изучение влияния температуры на положение равновесия в гомогенной системе
В этом опыте вы изучите влияние температуры на положение равновесия процесса
2NO2 (г) ↔ N2O4 (г) + Q.
Смещению равновесия влево соответствует усиление бурой окраски газа, а вправо – ее ослабление.
Выполнение:
Одну из сообщающихся колб, наполненных смесью оксидов NO2 и N2O4, опустите в стакан с охладительной смесью (NaCl + лёд), а другую – в стакан с горячей водой. Через 1 – 2 минуты сравните интенсивность окраски газа в колбах. Теперь поменяйте колбы местами: охлажденную колбу опустите в стакан с горячей водой, а нагретую – в стакан с охладительной смесью. Наблюдайте за изменением интенсивности окраски газа в колбах.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Сделайте вывод о влиянии температуры на положение химического равновесия. Запишите выражение константы химического равновесия изученного процесса. Пользуясь справочными данными, определите температурные условия осуществления прямой реакции.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=======================================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
«Приготовление раствора кислоты с заданным
значением молярной концентрации эквивалентов и определение её точного значения методом титрования»
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь
Молярная концентрация эквивалентов вещества в объёмном анализе. Титрование.
Молярная концентрация эквивалентов вещества Х – величина, равная отношению химического количества эквивалентов вещества Х к объёму раствора:
.
Она показывает, какое химическое количество эквивалентов вещества Х содержится в растворе объёмом 1 дм3. Например, запись = 0,2 моль/дм3 обозначает, что в данном растворе объёмом 1 дм3 количество эквивалентов серной кислоты равно 0,2 моль. Часто молярную концентрацию эквивалента называют эквивалентной концентрацией и обозначают символом «сэ». Раньше её называли нормальной концентрацией (или нормальностью) и обозначили символами «н» или «N».
Согласно закону эквивалентов, вещества X и Y реагируют в таком соотношении, что количество эквивалентов вещества Х всегда равно количеству эквивалентов вещества Y, т. е.:
= .
Поскольку , а ,
то можно записать: =
или в упрощенном виде:
|
Vр-ра(Х) сэ(Х) = Vр-ра(Y) сэ(Y) |
Из этого уравнения видно, что при одинаковых концентрациях эквивалентов реагирующих веществ X и Y объёмы их растворов будут также одинаковыми. Так, например, для нейтрализации серной кислоты, содержащейся в растворе объёмом 50 см3 с концентрацией её эквивалентов, равной 0,1 моль/дм3, требуется такой же объём раствора гидроксида натрия с концентрацией его эквивалентов, равной 0,1 моль/дм3. Если же молярные концентрации эквивалентов веществ X и Y не равны между собой, то их отношение обратно пропорционально отношению объёмов растворов этих веществ:
Это уравнение позволяет рассчитать значение эквивалентной концентрации вещества Х, если известно значение концентрации реагирующего с ним вещества Y. Данный тип расчетов очень широко используется в аналитической химии и лежит в основе метода объёмного анализа, основанного на измерении объёмов растворов реагирующих веществ.
На практике для определения эквивалентной концентрации веществ используют метод титровáния (от франц. «titre» – количество). Он заключается в том, что к определённому объёму раствора с неизвестной эквивалентной концентрацией вещества Х постепенно добавляют раствор с известной концентрацией вещества Y до момента окончания реакции, которому соответствует изменение окраски индикатора. Определив таким образом точный объём добавленного раствора вещества Y, рассчитывают эквивалентную концентрацию вещества Х в исходном растворе.
Пример 1.
На титрование раствора гидроксида калия объемом 10,0 см3 израсходован раствор объемом 12,8 см3 с эквивалентной концентрацией серной кислоты, равной 0,1200 моль/дм3. Вычислить эквивалентную концентрацию щёлочи в исходном растворе.
Решение:
Из уравнения V(кисл) сэ(кисл) = V(щёл) сэ(щёл)
выразим искомую концентрацию и найдем её значение:
сэ(щёл) = моль/дм3.
При приготовлении растворов с заданными значениями молярной концентрации эквивалентов необходимо помнить, что молярная масса эквивалента одного и того же вещества может иметь разные значения в зависимости от того, в какой реакции это вещество будет участвовать. Например, для реакции H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O эквивалентом кислоты является её молекула и молярная масса эквивалентов равна 98 г/моль. В случае же другой реакции: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O эквивалентом кислоты является половина её молекулы и молярная масса эквивалентов в этом случае составляет:
M.
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
ОПЫТ 1. Определение плотности исходного раствора и массовой доли кислоты в нём
Для быстрого определения плотности растворов используют специальные приспособления – ареόметры. Ареόметр представляет собой изготовленный в виде поплавка стеклянный сосуд со шкалой, градуированный в единицах плотности (кг/м3) (рис. 1).
Выполнение:
1) Исходный раствор кислоты налейте в сухой цилиндр на 2/3 его объема. Осторожно опустите в этот раствор ареометр и следите за тем, чтобы он не касался дна и стенок цилиндра, а нижний мениск жидкости в цилиндре располагался бы в пределах шкалы ареометра (рис. 2).
2) После того, как покачивания ареометра прекратятся, определите значение плотности, соответствующее нижнему мениску раствора, произведя отсчет по шкале ареометра сверху вниз. Запишите в отчет найденное значение. После этого аккуратно извлеките ареометр из раствора, промойте водопроводной водой, вытрите досуха фильтровальной бумагой и поместите в футляр.
3) Запишите найденное значение плотности в отчёт. Используя справочную таблицу 1, определите массовую долю кислоты, соответствующую найденному значению плотности.
Таблица 1.
Массовые доли кислот и соответствующие им значения плотности растворов (г/см3).
|
Массовая доля кислоты, (%) |
Плотность растворов кислот, г/см3 (20 оС) |
||
|
H2SO4 |
HNO3 |
HCl |
|
|
6 |
1,040 |
1,033 |
1,029 |
|
7 |
1,045 |
1,037 |
1,037 |
|
8 |
1,052 |
1,044 |
1,039 |
|
9 |
1,059 |
1,049 |
1,043 |
|
10 |
1,066 |
1,056 |
1,049 |
|
12 |
1,080 |
1,068 |
1,059 |
|
14 |
1,098 |
1,080 |
1,069 |
|
16 |
1,112 |
1,093 |
1,079 |
|
18 |
1,127 |
1,106 |
1,083 |
|
20 |
1,143 |
1,119 |
1,100 |
|
22 |
1,158 |
1,132 |
1,110 |
|
24 |
1,174 |
1,145 |
1,121 |
|
26 |
1,190 |
1,158 |
1,132 |
|
28 |
1,205 |
1,171 |
1,142 |
|
30 |
1,224 |
1,184 |
1,152 |
Если в таблице нет значения плотности, совпадающего с найденным, то искомую массовую долю кислоты определите методом интерполяции. Для этого используйте 2 ближайших табличных значения плотности, одно из которых больше, а другое меньше найденного вами значения. (При этом допускается, что в выбранном интервале значений плотности зависимость массовой доля вещества от плотности раствора является линейной). Рассмотрим конкретный пример.
Пример 2 .
Определим с помощью справочной таблицы массовую долю серной кислоты в растворе с плотностью, равной 1,200 г/см3 , если в таблице приведены значения плотности, равные 1,190 г/см3 и 1,205 г/см3 , которым соответствуют массовые доли кислоты 26 % и 28 %.
Решение:
а) Находим разность между бóльшим и меньшим табличными значениями плотности, ближайшими к значению 1,200 г/см3:
= (больш) – (меньш) = 1,205 – 1,190 = 0,015.
б) Находим разность между табличными значениями массовых долей кислоты, соответствующими данным значениям плотности:
w = w(больш) – w(меньш) = 28 % – 26 % = 2 %.
в) Находим разность между измеренным значением плотности и меньшим её табличным значением:
1 = (измер) – (меньш) = 1,200 – 1,190 = 0,010.
г) Составим пропорцию и находим значение w1 , соответствующее найденному значению 1 :
если = 0,015, то w = 2 %,
если 1 = 0,010, то w1 = х %,
откуда х = 1,3 %.
д) Находим искомое значение массовой доли кислоты, добавив найденное w1 к меньшему табличному значению массовой доли:
w(кисл) = 26 % + 1,3 % = 27,3 %.
По приведенному образцу рассчитайте массовую долю кислоты в приготовленном растворе и запишите её в отчёт.
ОПЫТ 2. Приготовление раствора
Выполнение:
а) Исходя из величин объёма раствора и молярной концентрации эквивалентов кислоты, указанных в задании, рассчитайте массу кислоты, которая будет содержаться в приготовленном растворе.
б) Исходя из массы кислоты и массовой доли ее в исходном растворе, рассчитайте массу этого раствора.
в) Исходя из массы исходного раствора и его плотности, рассчитайте объём данного раствора.
а) Мерную колбу указанного объёма наполните примерно наполовину дистиллированной водой.
б) Отмерьте рассчитанный объём исходного раствора кислоты узким мерным цилиндром.
в) Осторожно перелейте через воронку отмеренный объём раствора в мерную колбу с водой и перемешайте ее содержимое круговыми движениями. Аккуратно долейте в колбу дистиллированную воду, доведя уровень нижнего мениска жидкости до метки на горлышке колбы. При этом последние порции воды добавляйте по каплям. Закройте колбу и, удерживая пробку, тщательно перемешайте раствор, несколько раз перевернув колбу вверх дном.
ОПЫТ 3. Определение концентрации кислоты в приготовленном растворе.
Выполнение (состоит из 3-х частей):
1) П о д г о т о в к а б ю р е т к и к р а б о т е
а) Соберите прибор для титрования (рис. 3). Бюретку закрепите строго вертикально над основанием штатива. При этом шкала бюретки должна быть обращена к вам. Высоту бюретки отрегулируйте так, чтобы ее капилляр был на 0,5 – 1 cм ниже горлышка колбы для титрования, стоящей на основании штатива.
б) Заполните бюретку приготовленным раствором кислоты примерно до нулевого деления, осторожно приливая в нее раствор из мерной колбы через воронку. При этом воронку следует удерживать слегка приподнятой, чтобы вытесняемый раствором воздух свободно выходил из бюретки.
в) Промойте бюретку. Для этого слейте из нее раствор кислоты через капилляр в стакан. Промытую бюретку снова заполните раствором кислоты примерно до нулевого деления и удалите из капилляра бюретки пузырьки воздуха. Для этого капилляр поднимите вверх и сливайте раствор из бюретки в стакан до тех пор, пока он не вытеснит из капилляра все пузырьки воздуха (рис. 4).
г) Установите уровень жидкости в бюретке на нулевом делении. Для этого долейте в бюретку из мерной колбы столько раствора, чтобы его уровень был выше отметки «0» примерно на 1 см. Затем, убрав с бюретки воронку (!!!), осторожно, по каплям (!!!) сливайте раствор в стакан, пока нижний мениск жидкости в бюретке не совпадет с делением «0».
2. Т и т р о в а н и е
а) В колбу для титрования отмерьте с помощью пипетки строго определенный объём (аликвóту) раствора щёлочи (5 или 10 см3) с известной эквивалентной концентрацией (0,1 моль/дм3). Для этого, держа пипетку большим и средним пальцами, опустите её на максимальную глубину в раствор щёлочи. Осторожно затягивая воздух из пипетки резиновой грушей, наберите в пипетку столько раствора, чтобы его уровень оказался выше метки на 1 – 1,5 см. Затем быстро, не извлекая пипетку из раствора, закройте её указательным пальцем. Колбу с раствором и пипеткой поднимите до такой высоты, чтобы метка оказалась на уровне ваших глаз (рис. 5).
б) Держа закрытую пипетку строго вертикально, приподнимите ее так, чтобы капилляр оказался над поверхностью раствора и касался внутренней стенки колбы. Осторожно сдвигая палец, закрывающий пипетку, сливайте из нее раствор до тех пор, пока его нижний мениск не совпадет с кольцевой меткой (или нулевым делением).
в) Пипетку с раствором перенесите в колбу для титрования так, чтобы капилляр пипетки касался её стенки и отпустите палец, закрывающий пипетку, при этом раствор из пипетки перельется в колбу. После этого дотроньтесь 2 – 3 раза капилляром до поверхности раствора в колбе. Это необходимо для того, чтобы объём раствора, вытекшего из пипетки, точно соответствовал отмеренному объёму.
г) В колбу с раствором щёлочи добавьте 1 каплю раствора фенолфталеина и проведите ориентировочное титрование. Для этого, постоянно перемешивая содержимое колбы круговыми движениями, добавляйте в неё по каплям раствор из бюретки и внимательно следите за изменением окраски раствора. Когда ее интенсивность начнет ослабевать, уменьшите скорость добавления капель и тщательно перемешивайте раствор в колбе после добавления каждой капли. Титрование закончите лишь тогда, когда раствор в колбе полностью обесцветится.
д) Определите объем израсходованного на титрование раствора кислоты, произведя отчет по шкале бюретки сверху вниз (по нижнему мениску !). Запишите полученное значение объема раствора кислоты V1, израсходованного на ориентировочное титрование:
V1 = … см3.
е) Повторите титрование 3 – 4 раза, каждый раз используя новую сухую колбу и устанавливая уровень раствора в бюретке на нулевом делении. Запишите полученные значения объемов раствора кислоты:
V2 = … см3; V3 = … см3; V4 = … см3.
Помните, что они могут различаться не более чем на 0,1 см3.
3. Р а с ч ё т м о л я р н о й к о н ц е н т р а ц и и э к в и в а л е н т о в к и с л о т ы в
п р и г о т о в л е н н о м р а с т в о р е
а) Из сходящихся (различающихся не более, чем на 0,1 см3) значений объёмов раствора кислоты, израсходованных на титрование, рассчитайте среднее значение объёма и запишите его в отчет: Vср.(кисл) = = … (см3).
б) Рассчитайте молярную концентрации эквивалентов кислоты в приготовленном растворе и запишите в отчет: сэ(кисл.) = = … моль/дм3.
в) Рассчитайте относительную ошибку приготовления раствора кислоты:
= = … %.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=======================================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
Выполнение:
В 2 пробирки налейте по 0,5 см3 раствора хлорида магния и добавьте по 0,5 см3 раствора щёлочи. В первую пробирку с образовавшимся осадком добавьте 1 см3 соляной кислоты, а в другую – 1 см3 раствора гидроксида натрия, содержимое обеих пробирок перемешайте стеклянной палочкой. Аналогично получите осадки гидроксидов цинка, никеля(II) и алюминия и исследуйте их отношение к растворам кислоты и щёлочи.
Задания:
Запишите все наблюдаемые эффекты. Составьте уравнения всех проведенных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярных формах. Сделайте выводы о характере диссоциации полученных вами гидроксидов и об их кислотно-основных свойствах.
Выполнение:
В два стаканчика налейте по 20 см3 разбавленного раствора уксусной кислоты (с = 0,1 моль/дм3) и добавьте по 1 капле раствора метилоранжа. Затем в один из стаканчиков добавьте примерно 0,5 г ацетата натрия и перемешайте смесь стеклянной палочкой.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Сделайте вывод о влиянии концентрации ацетат-ионов на положение равновесия диссоциации уксусной кислоты.
Выполнение:
В два стаканчика налейте по 20 см3 разбавленного раствора аммиака (с = 0,1 моль/дм3) и добавьте по 1 капле раствора фенолфталеина. Затем в один из стаканчиков добавьте примерно 0,5 г хлорида аммония и перемешайте смесь стеклянной палочкой.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Сделайте вывод о влиянии концентрации катионов аммония на положение равновесия диссоциации гидрата аммиака.
Сделайте общий вывод о влиянии концентраций ионов на положение равновесия диссоциации слабых электролитов.
ОПЫТ № 4. Влияние величин произведения растворимости на образование осадков
Выполнение:
В две пробирки налейте по 1 см3 раствора нитрата свинца(II) с концентрацией, равной
5 · 10–3 моль/дм3. В одну из пробирок добавьте такой же объём раствора хлорида калия (с = 5 · 10–2 моль/дм3), а в другую – такой же объём раствора иодида калия (с = 5 · 10–2 моль/дм3).
Задания:
Составьте уравнения всех реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярных формах. Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Рассчитайте величины ПК для хлорида и иодида свинца(II) и сравните их с соответствующими справочными величинами ПР этих веществ. Сделайте вывод о влиянии концентраций ионов малорастворимого электролита на возможность (или невозможность) его выделения из раствора в виде осадка.
ОПЫТ № 5. Образование и растворение осадка карбоната кальция (демонстрационный)
Выполнение:
В стаканчике смешайте примерно равные объёмы разбавленных растворов хлорида кальция (с = 1 · 10–2 моль/дм3) и карбоната натрия (с = 1 · 10–2 моль/дм3). Через образовавшуюся взвесь пропустите в течение 1 – 1,5 минут углекислый газ из аппарата Киппа.
Задания:
Напишите уравнения всех реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярных формах. Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Пользуясь справочными величинами, рассчитайте константу равновесия второй реакции. Примите во внимание, что для процессов, описывающихся общим уравнением MeCO3 + H2CO3 ↔ Me2+ + 2HCO3–, выражение константы равновесия имеет вид:
Kравн = .
О чём свидетельствует полученная величина? Сделайте вывод о влиянии значений ПР малорастворимых карбонатов MeCO3 на возможность их растворения в водном растворе оксида углерода(IV).
ОПЫТ № 6. Влияние величин ПР сульфидов на их растворимость в сильной кислоте (проводится в вытяжном шкафу !)
Выполнение:
В первую пробирку налейте 1 см3 раствора сульфата железа(II), во вторую – такой же объем раствора сульфата меди(II). В обе пробирки добавьте по 2 капли раствора сульфида натрия. К образовавшимся осадкам сульфидов прилейте по 2 см3 соляной кислоты (с = 2 моль/дм3).
Задания:
Напишите уравнения всех реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярных формах. Запишите наблюдаемые явления и объясните их. Рассчитайте величины констант равновесий FeS + 2H+ ↔ Fe2+ + H2S и СuS + 2H+ ↔ Cu2+ + H2S, учитывая, что для таких процессов константа равновесия имеет вид: Kравн = .
О чём свидетельствуют полученные величины? Сделайте вывод о влиянии величин ПР малорастворимых сульфидов MeS на возможность их растворения в сильных кислотах.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=======================================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь
На практике для точного определения величин рН растворов различных веществ используют специальные приборы – рН-метры (рис. 1). Примерные значения рН растворов (с точностью ±1) можно определить с помощью универсальной индикаторной бумаги (рис. 2).
Её изготавливают, пропитывая фильтровальную бумагу смесью специальных красителей, придающих ей жёлтый цвет. В зависимости от среды растворов универсальная индикаторная бумага окрашивается в определённые цвета. Для определения рН полоску такой бумаги опускают на 1 сек в исследуемый раствор и по цветной шкале определяют искомое значение.
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
ОПЫТ № 1. Определение среды растворов различных солей
Выполнение:
В 5 пробирок на 1/3 их объёма налейте дистиллированную воду. Первую пробирку оставьте в качестве контрольной, а в остальные добавьте по 0,05 г (один микрошпатель) кристаллических солей: во вторую – карбонат натрия, в третью – хлорид алюминия, в четвёртую – ацетат аммония, в пятую – хлорид калия. Содержимое пробирок перемешайте до полного растворения кристаллов. Определите величины рН приготовленных растворов. Для этого в каждый из них опустите на 1 сек полоску универсальной индикаторной бумаги и по цветной шкале определите искомые значения рН. Внесите их в таблицу:
|
№ пробирки |
Формула соли |
Окраска индикаторной бумаги |
рН |
Среда раствора |
|
2 |
||||
|
3 |
||||
|
4 |
||||
|
5 |
Задания:
Заполните таблицу. Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Какие из них гидролизуются по катиону; по аниону; по катиону и по аниону? Напишите ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций (учтите, что карбонат натрия и хлорид алюминия в условиях опыта гидролизуются только по первой стадии). Сделайте выводы о влиянии природы солей на среду их водных растворов.
ОПЫТ № 2. Гидролиз солей фосфорной кислоты
Выполнение:
В первую пробирку налейте раствор Nа3РО4, во вторую – раствор Nа2НРО4 и в третью – раствор NаН2РО4 (концентрации всех солей в растворах равны 0,1 моль/дм3). Определите рН приготовленных растворов так же, как в опыте № 1 и внесите их в таблицу:
|
№ пробирки |
Формула соли |
Окраска индикаторной бумаги |
рН |
Среда раствора |
|
1 |
||||
|
2 |
||||
|
3 |
Задания:
Заполните таблицу и объясните полученные результаты. Рассчитайте константы гидролиза указанных солей. Какая из них гидролизуется наиболее глубоко? Какие процессы протекают при растворении указанных солей в воде? Какие равновесия устанавливаются в каждом из приготовленных растворов? Сравните константы гидролиза Nа2НРО4 и NаН2РО4 с константами диссоциации содержащихся в них анионов. Какой из процессов – гидролиз или диссоциация преобладает в растворе Nа2НРО4, а какой – в растворе NаН2РО4 ?
Напишите уравнения реакций гидролиза в ионно-молекулярном виде (в условиях опыта фосфат и гидрофосфат гидролизуются только по первой стадии). Сделайте вывод о влиянии констант гидролиза солей и констант диссоциации их анионов на среду растворов этих солей.
ОПЫТ № 3. Влияние природы солей на степень их гидролиза
Выполнение:
В первую пробирку налейте 1 см3 раствора Na2CO3, а во вторую – такой же объём раствора Na2SO3 (концентрации обеих солей равны 0,5 моль/дм3). Добавьте в каждую пробирку по одной капле раствора фенолфталеина.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления и сравните интенсивность окраски растворов. Напишите ионно-молекулярные уравнения гидролиза указанных солей. Какая из них гидролизуется наиболее глубоко? Рассчитайте соответствующие константы и степени гидролиза солей. Сделайте вывод о влиянии константы диссоциации слабого электролита, образовавшего соль, на степень её гидролиза.
ОПЫТ № 4. Влияние температуры на степень гидролиза соли
Выполнение:
Налейте в пробирку 3 см3 дистиллированной воды и добавьте 0,05 г (один микрошпатель) ацетата натрия СH3COONa. Содержимое пробирки перемешайте до полного растворения кристаллов. В приготовленный раствор добавьте одну каплю раствора фенолфталеина. После этого нагрейте приготовленный раствор в пламени спиртовки до начала кипения.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления и сравните интенсивность окраски холодного и горячего растворов. Напишите ионно-молекулярные уравнения гидролиза ацетата натрия. В каком направлении смещается равновесие гидролиза при повышении температуры? Почему это происходит? Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза солей.
ОПЫТ № 5. Совместный гидролиз двух солей
Выполнение:
Из числа предложенных выберите 3 – 4 пáры растворов солей, способных к совместному гидролизу. В одной пробирке смешайте растворы из первой пары; в другой пробирке – растворы из второй пары и т. д.
Задания:
Запишите наблюдаемые в каждом опыте явления. Составьте ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза выбранных солей. Почему в данном случае они гидролизуются необратимо? Сделайте вывод о природе солей, подвергающихся совместному гидролизу.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=====================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь
1. Окислительные свойства перманганата калия KMnO4 в различных cредах (кислой, нейтральной и щелочной)
Перманганат калия KMnO4 – один из наиболее распространенных сильных окислителей, широко использующийся в химической промышленности, в лабораторной практике и в медицине. Состав продуктов его восстановления зависит, прежде всего, от среды растворов, в которых оно осуществляется. При этом, как правило:
1) В кислой среде KMnO4 восстанавливается до соединений (MnSO4, MnCl2):
+ 5e– → или + 8H+ + 5e– → + 4H2O; E° = 1,51 B.
2) В нейтральной среде KMnO4 восстанавливается до соединений , состав которых условно выражается формулой MnО2:
+ 3e– → или + 2H2О + 3e– → MnО2 + 4ОH—; E° = 0,60 B.
3) В щелочной среде KMnO4 восстанавливается до соединений (K2MnO4, Na2MnO4):
+ 1e– → или + 1e– → ; E° = 0,56 B.
При этом происходит резкое изменение окраски растворов в соответствии с данными таблицы 1:
Таблица 1. Окраска соединений марганца в зависимости от степени его окисления
|
Степень окисления марганца |
Форма существования в растворе или в осадке |
Примеры соединений |
Окраска раствора или осадка |
|
+7 |
(р-р) |
KMnO4, NaMnO4 |
розово-фиолетовая |
|
+6 |
(р-р) |
K2MnO4, Na2MnO4 |
изумрудно-зелёная |
|
+4 |
(осадок) |
MnО2 |
бурая |
|
+2 |
(р-р) |
MnSO4, MnCl2 |
практич. бесцветная |
2. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
Поскольку в молекулах пероксида водорода атомы кислорода находятся в промежуточной степени окисления (–1), то это вещество, в зависимости от условий, может окисляться до простого вещества кислорода (), восстанавливаться до воды () или диспропорционировать с одновременным образованием указанных веществ. Стандартные потенциалы соответствующих полуреакций:
Окисление H2O2 до простого вещества кислорода:
H2O2 – 2e– → О2 + 2H+ ; E° = 0,68 B.
Восстановление H2O2 до воды:
H2O2 + 2H+ + 2e– → 2H2O; E° = 1,78 B.
3. Внутримолекулярное окисление-восстановление
Если в состав вещества входят одновременно частицы-восстановители и частицы-окислители, оно может подвергаться внутримолекулярному окислению-восстановлению. К таким реакциям относится, например, реакция термического разложения дихромата аммония (. При нагревании этого вещества начинается ОВР за счёт того, что содержащиеся в нём частицы являются восстановителями, а частицы – окислителями.
4. Диспропорционирование и конпропорционирование
Реакции диспропорционирования (дисмутации) – ОВР внутримолекулярного типа, в ходе которых одновременно окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента, входящие в состав одного исходного вещества («самоокисление-самовосстановление»).
Пример: . В этой реакции внутримолекулярного типа частицы одновременно восстанавливаются до и окисляются до .
Реакции конпропорционирования (конмутации) – ОВР межмолекулярного типа, в ходе которых одновременно окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента, входящие в состав разных исходных веществ.
Пример: . В этой реакции межмолекулярного типа частицы окисляются, а частицы восстанавливаются до .
5. Окислительно-восстановительные свойства органических соединений.
Поскольку в молекулах органических веществ атомы углерода находятся в степенях окисления, меньших +4, они могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей. Наиболее часто они проявляют восстановительные свойства.
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
ОПЫТ 1. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в разных средах
Выполнение: В каждую из трех пробирок налейте раствор КМnО4 объемом ~1 см3. В первую из них добавьте равный объем раствора серной кислоты, во вторую – дистиллированной воды, в третью – раствора гидроксида калия. Затем в каждую пробирку прилейте раствор сульфита натрия объемом ~1 см3.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Используя данные пункта «1» и таблицы 1, определите состав продуктов восстановления перманганата калия. Учитывая, что в условиях данного опыта сульфит-анионы окисляются до сульфат-анионов , запишите уравнения соответствующих реакций.
Рассчитайте стандартные значения ЭДС каждой реакции, приняв во внимание значения стандартных потенциалов полуреакций окисления сульфит-ионов в разных средах:
1) В кислой среде: + 4H+ + 2e— → [H2SO3]1 + H2О; E° = 0,17 B.
2) В нейтральной среде: + 2H+ + 2e— → + H2О; E° = 0,22 B.
3) В щелочной среде: + H2О + 2e— → + 2ОН – ; E° = – 0,93 B.
В какой среде окислительные свойства перманганата калия выражены сильнее?
ОПЫТ 2. Взаимодействие пероксида водорода с перманганатом калия в кислой
среде.
Выполнение: В пробирку налейте раствор перманганата калия объемом ~1 см3 и добавьте равный объём раствора серной кислоты. Затем прилейте в пробирку такой же объём раствора пероксида водорода. Внесите в пробирку тлеющую лучинку.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Используя данные таблицы 1 и приведенные выше значения потенциалов полуреакций с участием H2O2, определите состав продуктов взаимодействия и напишите соответствующее уравнение реакции, укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте стандартное значение ЭДС данной реакции. В реакциях с какими веществами пероксид водорода является восстановителем?
Опыт 3. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия в кислой среде
Выполнение: В пробирку налейте раствор иодида калия объемом ~1 см3 и добавьте рав ный объём раствора серной кислоты. Затем прилейте в пробирку такой же объём раствора пер оксида водорода.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Учитывая приведенные выше значения потенциалов полуреакций с участием H2O2 и потенциал полуреакции + 2e— → 2; E° = 0,54 B,
определите состав продуктов взаимодействия и напишите соответствующее уравнение реакции, укажите окислитель и восстановитель. Рассчитайте стандартное значение ЭДС данного процесса. В реакциях с какими веществами пероксид водорода выступает в качестве окислителя?
ОПЫТ 4. Диспропорционированиe пероксида водорода
Выполнение: В пробирку налейте раствор пероксида водорода объемом ~1 см3 и добавьте с помощью микрошпателя небольшое количество порошка оксида марганца(IV). Внесите в пробирку тлеющую лучинку.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Учитывая, что данный процесс относится к реакциям диспропорционирования, составьте уравнение соответствующей реакции, укажите окислитель и восстановитель. Какую роль в данной реакции играет оксид марганца(IV)? В каких реакциях пероксид водорода подвержен диспропорционированию?
ОПЫТ 5. Термическое разложение дихромата аммония («Извержение вулкана»)
Выполнение: В сухую фарфоровую чашку, находящуюся в вытяжном шкафу, насыпьте горку кристаллического дихромата аммония высотой ~1,5 см. В пламени спиртовки сильно нагрейте конец стеклянной палочки, быстро поместите его в середину горки и держите до начала бурной реакции. Палочку уберите, а чашку накройте большим химическим стаканом.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Почему стенки стакана «запотели» в ходе разложения соли? Составьте уравнение соответствующей реакции, учитывая, что одним из газообразных ее продуктов является простое вещество азот, а твердое вещество темно-зеленого цвета представляет собой оксид хрома(III). Укажите окислитель и восстановитель в данной реакции. Какие вещества могут подвергаться внутримолекулярному окислению-восстановлению?
ОПЫТ 6. Диспропорционирование иода в щелочной среде
Выполнение: В пробирку налейте раствор гидроксида калия объёмом ~1см3 и нагрейте его в пламени спиртовки, не доводя до кипения. В горячий раствор щелочи добавьте равный объем раствора иода. Полученную смесь сохраните для следующего опыта.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Учитывая, что в ходе данного процесса иод одновременно восстанавливается до и окисляется до, составьте уравнение соответствующей реакции, укажите окислитель и восстановитель. Какие вещества могут подвергаться диспропорционированию?
Опыт 7. Конпропорционирование иодида и иодата в кислой среде
Выполнение: В раствор, полученный в предыдущем опыте (содержащий ионы и ), добавьте равный объём раствора серной кислоты.
Задания: Запишите наблюдаемые явления. Чем обусловлено появление окраски? Составьте уравнение соответствующей ОВР, укажите окислитель и восстановитель. Какие вещества могут вступать в реакции конпропорционирования?
ОПЫТ 8. Окисление этанола дихроматом калия в присутствии серной кислоты
Выполнение: В пробирку налейте раствор дихромата калия объёмом ~1см3 и добавьте равный объем раствора серной кислоты. Прилейте этиловый спирт объёмом ~0,5 см3 и полученную смесь осторожно нагрейте пламенем спиртовки (не кипятите !!!) до изменения окраски раствора. Осторожно определите запах продукта окисления этанола – уксусного альдегида, выделяющегося из реакционной смеси. Что напоминает Вам этот запах?
Задания: Учитывая, что дихромат калия в кислой среде восстанавливается до солей хрома (III), придающих раствору зеленый цвет, составьте уравнение соответствующей реакции, укажите окислитель и восстановитель. Приведите примеры органических веществ, обладающих сильными восстановительными свойствами.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=======================================================================
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
«комплексные соединения (КС)»
Э к с п е р и м е н т а л ь н а я ч а с т ь
Опыт 1. Образование анионного КС – тетраиодовисмутата(III) калия.
Выполнение:
В пробирку с раствором нитрата висмута(III) добавляйте по каплям равный объем раствора иодида калия, внимательно наблюдая за изменениями в пробирке.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления. Отметьте окраску выпавшего осадка и образовавшегося затем прозрачного раствора. Чем обусловлены эти изменения? Напишите уравнения протекающих реакций в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если в молекулярной форме они имеют вид:
Bi(NO3)3 + 3KI → BiI3↓ + 3KNO3; BiI3 + KI → K[BiI4].
Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации полученного КС а также выражение общей константы нестойкости образовавшегося комплексного аниона.
Опыт 2. Образование анионного КС – тетратиоцианокобальтата(II) аммония и его разрушение.
Выполнение:
В пробирку с раствором хлорида кобальта(II) прилейте равный объём водно-ацетонового раствора роданида аммония. В полученный раствор добавьте равный объём воды.
Задания:
Запишите наблюдаемые явления. Отметьте изменение окраски растворов. Чем оно обусловлено? Напишите уравнения протекающих реакций в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если в молекулярной форме они имеют вид:
[Co(H2O)6]Cl2 + NH4NCS (NH4)2[Co(H2O)2(NCS)4] + NH4Cl + H2O;
(NH4)2[Co(H2O)2(NCS)4] + 4H2O [Co(H2O)6] (NCS)2 + 2NH4NCS.
Сделайте вывод об устойчивости комплексного иона [Co(H2O)2(NCS)4]2– в водном растворе. Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации КС (NH4)2[Co(H2O)2(NCS)4] а также выражение общей константы нестойкости его комплексного аниона.
Опыт 3. Образование катионного КС – сульфата тетраамминдиаквамеди(II)
Выполнение: В пробирку с раствором сульфата меди(II) добавьте равный объём концентрированного раствора аммиака (вытяжной шкаф!).
Задания:
Запишите наблюдаемые явления. Отметьте изменение окраски растворов. Чем оно обусловлено? Напишите уравнение протекающей реакции в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если в молекулярной форме оно имеет вид:
[Cu(H2O)6]SO4 + 4NH3 · H2O → [Cu(NH3)4(Н2O)2]SO4 + 8H2O.
Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации КС [Cu(NH3)4(Н2O)2]SO4 а также выражение общей константы нестойкости его комплексного катиона.
ОПЫТ 4. Образование КС, содержащих комплексные катионы и комплексные анионы
Выполнение:
В пробирку с раствором гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6] добавьте примерно равный объем раствора соли никеля(II). К содержимому пробирки добавьте равный объем концентрированного раствора аммиака (ВЫТЯЖНОЙ ШКАФ !) и осторожно перемешайте стеклянной палочкой.
Задания:
Запишите наблюдаемые эффекты. Напишите уравнения протекающих реакций в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если в молекулярной форме они имеют вид:
2[Ni(H2O)6]SO4 + K4[Fe(CN)6] → [Ni(H2O)6]2[Fe(CN)6]↓ + 2K2SO4;
[Ni(H2O)6]2[Fe(CN)6] + 12NH3·H2O → [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]↓ + 24H2O.
Назовите полученные комплексные соединения.
ОПЫТ 5. Образование хелатного внутрикомплексного соединения – триоксалатоферрата(III) водорода.
Выполнение:
В пробирку с раствором хлорида железа(III) добавьте примерно равный объем раствора KOH. К содержимому пробирки прилейте равный объем насыщенного раствора щавелевой кислоты.
Задания:
Запишите наблюдаемые эффекты. Напишите уравнения протекающих реакций в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если в молекулярной форме они имеют вид:
[Fe(H2O)6]Cl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + KCl + 6H2O;
Fe(OH)3 + 3H2C2O4 → H3[Fe(C2O4)3] + 3H2O.
Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации полученного КС а также выражение общей константы нестойкости его комплексного катиона.
ОПЫТ 6. Диссоциация комплексных соединений и двойных солей
Выполнение:
В первую пробирку налейте 1 см3 раствора двойной соли NH4Fe+3(SO4)2, а в другую – такой же объём раствора гексацианоферрата(III) калия K3[Fe+3(CN)6] (с = 0,1 моль/дм3). В каждую пробирку добавьте равные объёмы раствора KОН (с = 0,1 моль/дм3).
Задания:
Запишите и объясните наблюдаемые эффекты. Напишите уравнения протекающей реакции в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если уравнение в молекулярной форме имеет вид:
(NH4)Fe(SO4)2 + 4KOH → NH3↑ + Fe(OH)3 + 2K2SO4 + H2O.
В чем заключается принципиальное различие в диссоциации двойных солей и комплексных соединений?
ОПЫТ 7. Обменные реакции с участием комплексных соединений
Выполнение:
В первую пробирку налейте 1 см3 раствора сульфата железа(II) и добавьте такой же объём раствора гексацианоферрата(III) калия. Во вторую пробирку налейте 1 см3 раствора хлорида железа(III) и добавьте равный объём раствора гексацианоферрата(II) калия.
Задания:
Запишите наблюдаемые эффекты. Напишите уравнения протекающих реакций в полной и сокращенной ионно-молекулярной формах, если уравнения в молекулярной форме имеют вид:
[Fe(H2O)6]SO4 + K3[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4 + H2O;
[Fe(H2O)6]Cl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6]↓ + KCl.
Когда и что сделать?
Дома перед занятием:
На занятии:
Дома после занятия:
=======================================================================
1 В подкисленном растворе сульфит-анионы , соединяясь с катионами H+, образуют молекулы H2SO3.
PAGE 3