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
73
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
И.А. Сухарева, А.К. Мазитова
Практикум по химии
1. Важнейшие классы неорганических соединений
(оксиды, гидроксиды, соли)………………………………………...………4
2. Скорость химической реакции. Катализ…………………....…………...19
3. Химическое равновесие ……………………………………………..…….26
Лабораторная работа. Химическое равновесие …………………………...28
4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация ……….…31
Лабораторная работа. Электролитическая диссоциация …………. 35
5. Растворы.
5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов……………….….38
Лабораторная работа. Растворимость веществ в воде.
Свойства растворов ………………………………………………………43
5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов………...44
Лабораторная работа. Приготовление растворов. …………………………48
6. Ионообменные реакции ………………………….………………………...51
Лабораторная работа. Ионообменные реакции ……………………..…….53
7. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Гидролиз солей………………………………………………………………54
Лабораторная работа. Гидролиз солей ….…………………………….……59
8. Электродные потенциалы металлов. Гальванические элементы.
Электролиз………………………………………………….…………….….61
Лабораторная работа. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы. Электролиз ………………………………………………юююююю…….…65
9. Дисперсные системы ……………………………………………………….67
Лабораторная работа. Дисперсные системы ……………………юю……..70
Список литературы…………………………………………………………..72
Приложения…………………………………………………………………..73
1. Важнейшие классы неорганических соединений
(оксиды, гидроксиды, соли)
В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических соединений. Прежде всего, это простые вещества металлы и неметаллы, а также множество сложных соединений. Последние делят на группы сходных по составу и свойствам веществ: оксиды, гидроксиды и соли.
оксиды
соли
несолеобразующие гидроксиды средние
солеобразующие основные
(основания) кислые
основные
кислотные основные
кислотные (кислоты)
двойные
амфотерные амфотерные
(амфолиты) смешанные
Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Например, К2О, FeO, Cr2O3, SiO2, P2O5.
Оксиды бывают солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (CO, NO, N2O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щёлочами. Солеобразующие оксиды делят на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так и оснований).
По современной номенклатуре названия веществ этого класса строят следующим образом: к слову оксид добавляют название элемента, например, CaO – оксид кальция, если валентность элемента не постоянна, то её указывают после названия оксида римскими цифрами в скобках, например Fe2O3 - оксид железа (III), P2O5 – оксид фосфора (V).
К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2, +3. Они взаимодействуют с водой с образованием оснований:
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Непосредственно с водой при обычной температуре реагируют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме оксидов бериллия и магния) периодической системы Д. И. Менделеева.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:
CaO + CO2 = CaCO3;
CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O.
Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl2O, B2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и др.), а также металлы со степенью окисления +5, +6, +7 (V2O5, CrO3, Mn2O7, WO3).
Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:
SO2 + H2O = H2SO3;
CrO3 + H2O = H2CrO4.
С щёлочами кислотные оксиды образуют соль и воду:
N2O5 + 2 NaOH = 2 NaNO3 + H2O.
Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степени окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам относятся, например, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, SnO2, PbO2, MnO2 и др. Они характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства.
Например, как основный оксид Cr2O3 реагирует с кислотой:
Cr2O3 + 6 HCl = 2 CrCl3 + 3 H2O,
как кислотный – с щёлочью:
Cr2O3 + 2 NaOH = 2 NaCrO2 + H2O.
Если элемент образует несколько оксидов, то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Например,
+2 +3 +6
CrO, Cr2O3, CrO3
основный, амфотерный, кислотный
Оксиды можно получать следующими способами.
2 Mg + O2 = 2 MgO;
4 P + 5 O2 = 2 P2O5.
2. Разложением сложных веществ:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O;
t
CaCO3 = CaO + CO2;
t
2 Zn(NO3)2 = 2 ZnO + 4 NO2 + O2.
Гидроксиды продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).
Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы:
NaOH = Na+ + OH.
Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства оснований обусловлены гидроксид-ионами OH. Кислотность основания определяется числом ионов OH, образующихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Mg(OH)2 ⇄ (MgOH)+ + OH,
(MgOH)+ ⇄ Mg2+ + OH.
По растворимости в воде различают два вида основания:
а) основания, растворимые в воде. К ним относятся LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, а также TlOH; NaOH и KOH называют щёлочами;
б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др.
Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Ca(OH)2 гидроксид кальция, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов. В их присутствии лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет, фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – жёлтым.
Основания образуют с кислотными оксидами соль и воду:
Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O.
Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O.
При действии оснований на растворы солей получаются новые соль и основание, при этом одно из полученных веществ должно выпадать в осадок:
2 KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4;
Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2 NaOH.
Нерастворимые в воде основания, так же как и растворимые, взаимодействуют с кислотами:
Fe(OH)3 + 3 HCl = FeCl3 + 3 H2O
и разлагаются при нагревании:
t
2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O.
Основания получают растворением в воде соответствующих оксидов:
CaO + H2O = Ca(OH)2
или разложением воды очень активными металлами (K, Na, Ca, Ba):
2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H2.
Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щёлочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы:
2 NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4.
Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н+ (точнее ионы гидроксония Н3О+):
HCl = H+ + Cl.
Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства кислот обусловлены ионами водорода Н+. Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например:
H2CO3 ⇄ H+ + НCО3,
НCО3 ⇄ H+ + CО32.
Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4).
В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, HCl - хлороводородная, H2S - сероводородная.
Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс –н или -ов (-ев) и окончание –ая. Например, HN+5O3 - азот-н-ая кислота, H2S+6O3 – серная кислота, HCl+7O4 хлорная кислота, H3As+5O4 - мышьяковая кислота, H2Si+4O3 - кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления центрального атома суффиксы изменяются в следующей последовательности: -оват-, -ист-, -оватист-. Например, HCl+5O3 хлорн-оват-ая, HCl+3O2 хлористая, HCl+1O хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс –ист; например HN+3O2 – азотистая кислота. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO3 и H3PO4), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой мета-, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода приставкой орто- (HPO3 метафосфорная кислота, H3PO4 ортофосфорная кислота). Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед её названием помещается числительная приставка дву- или ди-, например: H4P2O7 двуфосфорная кислота, H2S2O7 – двусерная кислота.
В растворах кислот некоторые индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.
Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду стандартных электродных потенциалов, образуя соль и водород:
Са + H2SO4 = СаSO4 + H2.
Водород не выделяется при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами, а также разбавленной азотной кислотой.
Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами:
H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2 H2O,
2 HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O.
При взаимодействии кислот с солями образуются новые соль и кислота:
CO2
2 HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2CO3
H2O,
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 HCl.
Кислоты получают следующими способами:
1) гидратацией кислотных оксидов
P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4;
2) обменной реакцией соли с кислотой
CaСl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HCl.
Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3 и др.
Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с щёлочами. С кислотами они реагируют как основания, а с щёлочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерный. Например,
Cr(OH)3 + 3 HCl = CrCl3 + 3 H2O;
Cr(OH)3 + 3 NaOH (разб.) = Na3[Cr(OH)6];
Cr(OH)3 + NaOH (конц.) = NaCrO2 + 2 H2O.
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH4+), анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые, основные.
Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например, Na2CO3, K2SO4, Ca3(PO4)2. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так:
K3PO4 = 3 K+ + PO43,
NH4Cl = NH4+ + Cl.
Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, KHSO3.
NaHCO3 = Na+ + HCO3.
Анион HCO3 дальнейшей диссоциации подвергается в малой степени.
Основные соли (гидроксосоли) по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются только многокислотными основаниями. Например, (CuOH)2CO3, AlOH(NO3)2, FeOHCl. Диссоциация основной соли выражается уравнением
MgOHCl = MgOH+ + Cl.
Катион MgOH+ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.
По современной номенклатуре название соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона (металла или остатка основания) с указанием его степени окисления, если она непостоянна. Например, CaCO3 - карбонат кальция; MgCl2 - хлорид магния; Cr2(SO4)3 - сульфат хрома(III).
Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-, указывающей на наличие атомов водорода в кислотном остатке, а при необходимости, если атомов водорода два и более, с соответствующими числительными (ди-, три-, тетра- и т.д.): NaHSO3 - гидросульфит натрия; Ca(H2PO4)2 - дигидрофосфат кальция.
Наличие гидроксид-ионов в составе основной соли обозначается приставкой гидроксо- перед названием катиона: (CuOH)2CO3 - гидроксокарбонат меди; Al(OH)2Cl - дигидроксохлорид алюминия.
Как уже отмечалось, соли взаимодействуют с кислотами и с щёлочами.
При взаимодействии двух растворимых в воде солей образуются две новые соли, одна из которых должна выпадать в осадок:
Ba(NO3)2 + K2SO4 = 2 KNO3 + BaSO4↓.
Реакция металла с солью менее активного металла приводит к образованию соли и металла. Исходная соль должна быть растворимой в воде, а металл находиться в ряду стандартных электродных потенциалов левее вытесняемого из соли металла:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.
Средние соли могут быть получены многими способами:
2 Na + Cl2 = 2 NaCl;
Mg + 2 HCl = MgCl2 + H2;
Cu + 2AgNO3 = 2 Ag + Cu(NO3)2;
CaO + CO2 = CaCO3;
Zn(OH)2 + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 H2O;
Pb(NO3)2 + Na2SO4 = PbSO4↓ + 2 NaNO3;
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O;
P2O5 + 6 NaOH = 2 Na3PO4 + 3 H2O;
Ba(OH)2 + K2CO3 = BaCO3↓ + 2 KOH;
10) взаимодействием кислоты с солью
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 HCl.
Кислые соли могут быть получены в кислой среде:
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O;
Na3PO4 + 2 H3PO4 = 3 NaH2PO4.
Основные соли могут быть получены в щелочной среде:
H2SO4 + 2 Cu(OH)2 = (CuOH)2SO4 + 2 H2O;
2 CuSO4 + 2 NaOH = (CuOH)2SO4 + Na2SO4.
Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:
NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O,
Ca(H2PO4)2 + 2 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 4 H2O.
(CuOH)2SO4 + H2SO4 = 2 CuSO4 + 2 H2O.
Цель работы
Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неметаллов, кислот, оснований и солей, а также со свойствами основных классов неорганических соединений.
Оборудование и реактивы
Приборы для получения диоксида углерода, водорода (аппарат Киппа) и хлора. Тигельные щипцы. Фарфоровая чашка. Фарфоровая ступка с пестиком. Тигель. Микрошпатель. Металлическая ложка. Покровные стёкла. Пробирки цилиндрические. Фильтровальная бумага. Пинцет. Стаканы (500 и 100 мл). Стеклянные палочки. Сера. Фосфор (красный). Натрий. Магний (лента или стружка). Медь (пластина или проволока). Железо (опилки или стружка). Цинк (гранулированный). Оксид магния. Оксид кальция. Оксид бария. Оксид меди (II). Оксид цинка. Оксид свинца (II). Оксид фосфора (V). Оксид кремния (IV). Мел. Оксид алюминия. Карбонат кальция. Ацетат натрия. Карбонат меди (II). Сульфид железа (II). Индикаторы: лакмусовая бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (нейтральные растворы). Растворы: соляной кислоты (2 М), серной кислоты (2 М), азотной кислоты (2 М), фосфорной кислоты (разб.), гидроксида натрия (2 М, 40%-ный), гидроксида кальция (насыщ.), сульфата меди (0,5 М), карбоната натрия (0,5 М), хлорида железа (III) (0,5 М), сульфата марганца (II) (0,5 М), нитрата или ацетата свинца (II) (0,5 М), хлорида или сульфата цинка (0,5 М), сульфата никеля (II) (0,5 М), сульфата кобальта (II) (0,5 М), сульфата алюминия (0,5 М), сульфата хрома (III) (0,5 М).
Опыт 1. Получение оксидов
А. Тонкую медную пластинку зажать тигельными щипцами и внести в пламя горелки. На рисунке 1 указаны приблизительные значения температур в трёх зонах (a, b, c) пламени газовой горелки. Нагреть до почернения. Составить уравнение реакции.
Рис. 1. Температура зон пламени газовой горелки в 0С
Б. Зажечь кусочек магниевой ленты, держа ее тигельными щипцами. Образовавшийся белый порошок сохранить для следующего опыта. Написать уравнение реакции.
В. На металлической ложке внести в стакан горящий красный фосфор. Стакан неплотно закрыть стеклянной пластинкой. Записать наблюдения и составить уравнение реакции.
Г. Получить в пробирке голубой осадок гидроксида меди (II) взаимодействием нескольких капель раствора сульфата меди (II) с раствором щёлочи. Осторожно нагреть полученный осадок. Как изменяется цвет осадка? Составить уравнение реакции.
Д. Поместить в пробирку немного карбоната меди (II) и нагреть в пламени горелки. Отметить и объяснить изменение цвета соли. Написать уравнение реакции.
Е. Зажать в щипцы небольшой кусочек мела и прокалить его в течение 5-7 мин в верхней части пламени горелки. На какие вещества разлагается мел при нагревании? Затем прокаленный кусочек опустить в пробирку с водой и 1-2 каплями фенолфталеина. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.
Опыт 2. Свойства основных оксидов
А. Белый порошок оксида магния, полученный в опыте 1. Б, поместить в чашку с водой, размешать и испытать раствором фенолфталеина. Отметить малую растворимость в холодной воде оксида магния и изменение окраски индикатора. Составить уравнение реакции. Вместо оксида магния можно взять порошок оксида кальция или оксида бария.
Б. Поместить в пробирку немного порошка оксида меди (II). Добавить 10-12 капель разбавленной соляной или серной кислоты. Осторожно нагреть пробирку. Отметить цвет полученного раствора. Написать уравнение реакции.
В. В фарфоровой ступке тщательно перетереть оксид свинца (II) и оксид кремния (IV). Поместить смесь в тигель или тугоплавкую пробирку. Нагреть на сильном огне газовой горелки до получения силиката свинца. Составить уравнение реакции.
Опыт 3. Свойства кислотных оксидов
А. В пробирку поместить с помощью стеклянной палочки немного оксида фосфора (V) и добавить несколько капель воды. Наблюдать растворение, встряхивая пробирку. Испытать полученный раствор лакмусом. Отметить реакцию среды и написать уравнение реакции.
Б. Осторожно пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа (см. приложение 5) в раствор гидроксида кальция. Записать наблюдения и составить уравнение реакции.
Опыт 4. Свойства амфотерных оксидов
В две пробирки поместить по одному микрошпателю оксида цинка (II). В первую пробирку добавить 10-15 капель кислоты, а в другую – столько же концентрированного раствора щёлочи. Встряхивать содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого оксида.
Опыт 5. Получение оснований
А. Пинцетом взять из банки кусочек натрия (размером не больше спичечной головки), вытереть его фильтровальной бумагой для удаления керосина и бросить в большую фарфоровую чашку с водой. После окончания реакции добавить в чашку несколько капель фенолфталеина. Записать наблюдения и уравнение реакции.
Б. В фарфоровую чашку поместить один микрошпатель оксида кальция или оксида бария и прилить 15-20 капель воды. Размешать содержимое стеклянной палочкой и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить цвет индикатора и написать уравнение реакции.
В. В пробирку с несколькими каплями раствора карбоната натрия добавлять по каплям раствор гидроксида кальция до образования осадка. Отметить его цвет. Что представляет собой раствор над осадком? Составить уравнение реакции.
Г. В пробирку с раствором сульфата меди (II) добавить избыток раствора гидроксида натрия. Проделать аналогичные опыты с растворами солей железа (III) и марганца (II). Составить уравнения реакций. Отметить цвет осадков.
Опыт 6. Свойства щёлочей
А. В три пробирки налить по 3-4 капли раствора щёлочи и 1-2 капли индикатора: в одну фенолфталеина, в другую лакмуса, в третью метилового оранжевого. Записать наблюдения.
Б. Налить в пробирку немного раствора щёлочи, прибавив к раствору 2-3 капли фенолфталеина. Добавлять по каплям раствор кислоты (помешивая стеклянной палочкой) до исчезновения окраски индикатора. Составить уравнение реакции нейтрализации.
В. Поместить в пробирку 6-8 капель раствора соли свинца (II). Прибавлять по каплям раствор щёлочи до образования осадка. После прибавления каждой капли щёлочи пробирку встряхивать. Отметить цвет осадка и написать уравнение реакции.
Г. Поместить в тигель один микрошпатель оксида кремния (IV) и прилить 3-4 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Нагреть тигель до полного растворения оксида кремния (IV). Составить уравнение реакции.
Опыт 7. Свойства нерастворимых оснований
А. Получить осадок гидроксида никеля (II), прибавляя к 2-3 каплям раствора соли никеля (II) 3-4 капли щёлочи. Испытать действие кислоты на полученный осадок. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.
Б. Получить осадок гидроксида свинца (II), как это указано в опыте 6.В. Нагреть его в пламени горелки. Как изменяется цвет осадка? Записать наблюдения и составить уравнение реакции.
Опыт 8. Получение кислот
А. В стакан с небольшим объёмом воды внести на железной ложке горящую серу. Стакан неплотно прикрыть стеклянной пластинкой. Когда сера сгорит, растворить образовавшийся газ в воде встряхиванием стакана. Раствор испытать индикатором (метиловым оранжевым). Записать наблюдения и уравнения реакций.
Б. Взять у лаборанта сухую пробирку, наполненную хлором. Другую пробирку наполнить водородом из аппарата Киппа. Держа пробирку с водородом отверстием вниз, приложить её к отверстию пробирки с хлором и смешать содержащиеся в них газы, несколько раз перевернув пробирки. Разъединив пробирки, внести их отверстием в пламя газовой горелки. Что наблюдается? Тотчас же после реакции налить в одну из пробирок немного воды, взболтать и прибавить 1-2 капли лакмуса. Как изменяется цвет раствора? Составить уравнение реакции.
В. Положить в пробирку немного кристаллов ацетата натрия и прибавить несколько капель серной кислоты. Определить по запаху, какое вещество образовалось (Чтобы определить по запаху летучее соединение, надо нагнетать ладонью руки воздух от пробирки к носу, а не опускать нос в пробирку!). Составить уравнение реакции.
Опыт 9. Свойства кислот
А. В три пробирки прибавить по 3-4 капли разбавленного раствора любой кислоты и 1-2 капли индикатора: в одну лакмуса, в другую метилового оранжевого, в третью фенолфталеина. Записать наблюдения.
Б. Взять четыре пробирки. В одну пробирку поместить кусочек магния, в другую железа, в третью цинка и в четвёртую меди. В пробирки прилить столько разбавленной серной или соляной кислоты, чтобы полностью покрыть металлы раствором. При необходимости нагреть содержимое пробирок. В каких случаях наблюдается химическая реакция? Отметить положение указанных металлов в электрохимическом ряду напряжений (см. приложение 1). Написать уравнения реакций.
В. Взять две пробирки. В одну пробирку поместить один микрошпатель оксида магния, а в другую оксида цинка. Добавить в каждую по 12-15 капель соляной или разбавленной серной кислоты. Осторожно нагреть пробирки. Составить уравнения реакций.
Г. Испытать действие соляной или разбавленной серной кислоты на гидроксид натрия и осадки гидроксидов меди (II) и марганца (II). Записать наблюдения и составить уравнения реакций.
Д. Поместить в пробирку кусочек карбоната кальция. Добавить по каплям соляной или разбавленной азотной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакций.
Опыт 10. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
А. В две пробирки внести по четыре капли раствора любой соли цинка. Добавить две капли раствора щёлочи до образования осадка (пробирку встряхивать для перемешивания). К полученному осадку в первую пробирку прибавить раствор кислоты, а в другую – избыток раствора щёлочи. Происходит ли растворение осадка в обеих пробирках? Записать наблюдения и составить уравнения реакций.
Б. Повторить опыт 10.А, взяв в качестве реактива растворы солей алюминия и хрома (III). Написать уравнения реакций. Сделать вывод о характере гидроксидов алюминия и хрома (III).
Опыт 11. Получение и свойства средних солей
(Опыты А и Б проводить под тягой!)
А. Насыпать в сухую пробирку тщательно перемешанную смесь из 4 мас. частей серы и 7 мас. частей железных опилок. Укрепив пробирку со смесью вертикально в штативе, нагреть дно пробирки до появления красного накала. Наблюдать дальнейший разогрев всей массы, вызванный экзотермической реакцией. Написать уравнение реакции. Продукт сохранить.
Б. На полученную в опыте 11.А среднюю соль железа (II) подействовать соляной или разбавленной серной кислотой. Отметить запах выделяющегося газа и записать уравнение реакции.
В. В одну пробирку с металлическим железом прилить раствор сульфата меди (II), а в другую пробирку с гранулой цинка прибавить раствор соли свинца (II) так, чтобы растворы полностью покрыли металлы. Пробирки оставить стоять в течение 20 минут. Что появляется на поверхности металлов? Написать уравнения реакций и объяснить возможность их протекания, пользуясь рядом напряжения металлов (см. приложение 1).
Г. Взять три пробирки. В одной пробирке испытать действие раствора хлорида натрия на нитрат свинца (II), в другой сульфата натрия на хлорид бария, в третьей хлорида кальция на карбонат натрия. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.
Опыт 12. Получение кислых солей и их свойства
А. Налить в пробирку раствор гидроксида кальция. Пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа, полностью погрузив конец отводной трубки в пробирку с раствором гидроксида кальция. Наблюдать вначале образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. Составить уравнение реакции образования средней соли и уравнение реакции взаимодействия средней соли с избытком угольной кислоты. Полученный раствор сохранить.
Б. К полученному в предыдущем опыте раствору гидрокарбоната кальция прилить немного раствора гидроксида кальция. Записать наблюдения. Составить уравнение реакции превращения кислой соли в среднюю.
В. Внести в пробирку несколько капель насыщенного раствора гидроксида кальция. Прибавлять по каплям разбавленный раствор фосфорной кислоты. Отметить цвет образовавшегося осадка средней соли. Прилить к осадку избыток фосфорной кислоты, перемешивая стеклянной палочкой содержимое пробирки. Почему осадок растворяется при прибавлении избытка кислоты? Составить уравнения реакций образования средней соли и превращения её в кислую соль (дигидрофосфат кальция).
Опыт 13. Получение основных солей и их свойства
А. Внести в пробирку 2-3 капли раствора сульфата кобальта (II), затем прибавить по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка. Составить уравнение реакции образования основной соли (гидроксосульфата кобальта (II)). Осадок сохранить.
Б. Осадок, полученный в опыте 13.А, разделить на две порции и поместить в пробирки. К одной порции добавить раствор щёлочи до изменения цвета осадка, к другой - раствор серной кислоты до его растворения. Отметить цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. Составить уравнения реакций превращения основной соли в основание и основной соли в среднюю.
Mg(OH)2, Al(OH)3, ZnO, Ba(OH)2, Fe(OH)3? Написать уравнения соответствующих реакций.
P2O5, NaOH, ZnO, AgNO3, Na2CO3, KCl, Cr(OH)3, H2SO4? Составить уравнения реакций.
CrCl3, Ba(HCO3)2, MgSO4, AlOHCl2, Fe(NO3)2, CrOHSO4, Ca3(PO4)2, Fe(HS)2, (ZnOH)2SO3, Al(H2PO4)3, [Fe(OH)2]2CO3, Cr2(HPO4)3, CaSiO3, FeOHNO3.
Ca(OH)2 + H3PO4 → ,
получить кислые, основную и среднюю соли.
a) Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe → FeCl3 → Fe(NO3)3;
б) P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → Ca(H2PO4)2 → Ca3(PO4)2;
в) Cu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4→ Cu(NO3)2.
2. Скорость химической реакции. Катализ
Любая химическая реакция представляет собой совокупность элементарных актов взаимодействий между молекулами, атомами или ионами, при которых образуются продукты реакции. Конечные продукты могут получаться за один или несколько последовательных элементарных актов (ступеней).
Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).
Если за промежуток времени ∆τ = τ2 τ1 концентрация одного из веществ, участвующих в реакции, уменьшается на ∆С = С2 С1, то средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени равна
,
Величина V выражает скорость химического процесса на некотором отрезке времени. Поэтому чем меньше ∆τ, тем средняя скорость будет ближе к истинной.
Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:
Влияние концентрации реагентов. Скорость реакции пропорциональна числу соударений молекул реагирующих веществ. Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ.
Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действия масс (1867 г., Гульдберг, Вааге, Бекетов).
При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их уравнительных (стехиометрических) коэффициентов.
Для реакции аА + вВ = сС V = K[A]а[B]в,
где К – коэффициент пропорциональности или константа скорости;
[ ] концентрация реагента в моль/л.
Если [А] = 1 моль/л, [В] =1 моль/л, то V = K, отсюда физический смысл
константы скорости К: константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.
Влияние температуры на скорость реакции. С ростом температуры увеличивается частота столкновения реагирующих молекул, а следовательно, увеличивается скорость реакции.
Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.
В соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении (понижении) температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается (уменьшается) в 2-4 раза:
или ,
где V(t2) и V(t1) – скорости химической реакции при соответствующих температурах; τ(t2) и τ(t1) – продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.
Пример. При температуре 298 К некоторая реакция заканчивается за 32минуты. Через сколько минут закончится эта реакция при 348 К, если температурный коэффициент равен 4?
Решение. При увеличении температуры от 298 до 348 К скорость реакции возрастает в соответствии с правилом Вант-Гоффа в
раза.
Следовательно, данная реакция при 348 К закончится за 32 мин : 1024 =
= 0,03 мин = 1,8 с.
Энергия активации. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции (выражается в кДж/моль). Одним из способов активации является увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.
Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:
,
где К – константа скорости химической реакции; Eа – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная; А – постоянная; exp – основание натуральных логарифмов.
Величина энергии активизации может быть определена, если известны два значения константы скорости К1 и К2 при температуре соответственно Т1 и Т2, по следующей формуле:
.
Катализом называют процесс изменения скорости реакции под действием катализаторов. Катализатор – это вещество, которое изменяет скорость реакции, но не расходуется в результате реакции. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в одной и той же фазе, а при гетерогенном катализе они находятся в разных фазах. Механизм действия как гомогенного, так и гетерогенного катализа обычно заключается в образовании промежуточного комплекса, состоящего из катализатора и исходного вещества, (реже – промежуточного соединения), дальнейший распад которого определяет скорость и селективность всего процесса. Например, для каталитической реакции
К
А + В = С
механизм действия катализатора К можно схематично представить следующим образом
А + К = АК, АК + В = С + К (АК промежуточный комплекс).
Катализаторы, которые снижают энергию активации и повышают скорость реакции, называют положительными.
Отрицательные катализаторы замедляют реакцию, связывая промежуточные молекулы. Их часто называют ингибиторами.
Каталитические реакции, в которых катализатором является один из продуктов реакции, называются автокаталитическими (автокатализ).
Цель работы
Изучение влияния концентрации, температуры, катализатора на скорость химических реакций и измерение каталитической активности катализатора.
Оборудование и реактивы
Пробирки. Стаканы. Секундомер. Термометр. Цилиндры. Микрошпатель. Мел (кусочки и порошок). Сульфат марганца (II) (крист.). Оксиды свинца (IV) и марганца (IV). Растворы: тиосульфата натрия (III) (разб.), роданида калия (разб.), соляной кислоты (разб.), щавелевой кислоты (1 М), серной кислоты (1М), перманганата калия (0,1 М), перекиси водорода (3% и 30%).
Опыт 1. Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации исходных реагентов
Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O.
Сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор (едва уловимое помутнение). Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Зная время протекания реакции (в секундах), можно определить относительную скорость реакции, т.е. величину, обратную времени: .
Для опыта следует приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую – 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью – 12 капель тиосульфата натрия. Пробирки встряхнуть.
Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке 1 через «с», то соответственно в пробирке 2 будет 2 с моль, в пробирке 3 – 3 с моль.
В пробирку 1 внести одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер: встряхивая пробирку, следить за появлением мути в пробирке, держа ее на уровне глаз. При появлении малейшей мути остановить секундомер, отметить время реакции и записать в таблицу.
Проделать аналогичные опыты со второй и третьей пробирками. Данные опыта внести в лабораторный журнал в виде таблицы.
|
№ про-бир-ки |
Количество раствора Na2S2O3 в каплях |
Коли-чество капель воды |
Коли-чество капель H2SO4 |
Общий объём раствора в каплях |
Концентрация Na2S2O3 в молях |
Время реакции τ , с |
Относительная скорость V=1/τ, c-1 |
|
1 2 3 |
4 8 12 |
8 4 - |
1 1 1 |
13 13 13 |
c 2c 3c |
По полученным данным построить график зависимости V→C, откладывая по оси абсцисс концентрацию, а по оси ординат – скорость.
Какой линией выражается найденная зависимость? Должна ли линия проходить через начало координат?
Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры
Эту зависимость можно наблюдать на той же системе
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑ + H2O.
Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку № 1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.
Затем повысить температуру воды в стакане точно на 100 либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку № 2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу.
|
№ пп |
Температура опыта t, 0C |
Время помутнения раствора τ, с |
Относительная скорость реакции 1/τ,с-1 |
Температурный коэффициент γ |
|
1 2 3 |
20 30 40 |
Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 100, поместить в неё пробирку № 3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.
Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс – температуру.
Определить температурный коэффициент реакции γ:
, и .
Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции. Энергию активации рассчитать по формуле
для температур Т1 и Т2, Т2 и Т3, а также среднюю Еа.
Опыт 3. Влияние поверхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе
Уравновесить на технических весах кусочек мела и такую же массу порошка мела – приблизительно 0,5 г. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной соляной кислоты и внести в них одновременно навески мела: кусочек – в одну пробирку, порошок – в другую. Отметить время, которое потребуется для полного растворения мела. В какой пробирке реакция протекает быстрее и почему?
Написать уравнение реакции и математическое выражение закона действующих масс. Сделать вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.
Опыт 4. Качественное определение активности различных катализаторов на примере разложения пероксида водорода
Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре в присутствии различных катализаторов по уравнению
2 H2O2 → 2 H2O + O2.
Изучить действие двух катализаторов на скорость разложения пероксида водорода: оксида свинца (IV) и оксида марганца (IV).
В две пробирки внести по 10 капель 30 %-ного раствора пероксида водорода. В одну пробирку добавить немного (на кончике шпателя) оксида свинца (IV), а в другую – столько же оксида марганца (IV). О скорости разложения пероксида водорода судят по интенсивности выделения пузырьков газа. Как доказать, что в обеих пробирках выделяется кислород? Какой из использованных катализаторов эффективней?
Опыт 5. Гетерогенный катализ. Изучение влияния количества катализатора на скорость разложения пероксида водорода
В две пробирки с помощью мерного цилиндра налить по 5 мл 3 %-го раствора пероксида водорода. В первую пробирку добавить на кончике шпателя порошка оксида марганца (IV), во вторую в два раза больше. Записать время начала и окончания выделения пузырьков кислорода в обеих пробирках. Сделать вывод о влиянии количества катализатора оксида марганца (IV) на скорость разложения пероксида водорода.
Опыт 6. Автокатализ
Изучить явление автокатализа на примере взаимодействия перманганата калия с щавелевой кислотой, протекающей по уравнению
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 10 CO2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O.
В пробирку внести одну каплю раствора перманганата калия. Добавить к раствору дистиллированной воды в таком количестве, чтобы получился прозрачный розовый раствор. В сухую пробирку налить 10 капель полученного розового раствора и добавить 2 капли щавелевой кислоты и 4 капли раствора серной кислоты. Смесь перемешать, встряхнув пробирку. Тут же включить секундомер. Отметить время обесцвечивания раствора.
Повторить опыт в другой пробирке, предварительно добавив к смеси растворов один кристаллик сульфата марганца (II).
Объяснить, почему во втором случае реакция протекает быстро, а в первом она постепенно ускоряется.
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
были равны (моль/л): СNO = 0,8, СО2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
возросла в 1000 раз?
3. Химическое равновесие
Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Пример необратимой реакции:
Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
Пример обратимой реакции:
H2 + J2 ⇄ 2 HJ.
В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:
V1 = K1[H2][J2].
Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость прямой реакции.
По мере накопления йодоводорода всё с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения йодоводорода.
V2 = K2[HJ]2.
Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:
V1 = V2; K1[H2]∙[J2] = K2[HJ]2
или
= ,
где К – константа равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
Для обратимой реакции
mA + nB ⇄ pC + qD
константа химического равновесия равна
.
В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.
Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.
Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.
Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.
Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).
Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.
Лабораторная работа
Химическое равновесие
Цель работы
Изучение влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.
Оборудование и реактивы
Спиртовка. Пробирки. Хлорид калия (крист.). Хлорид аммония (крист.). Растворы: хлорида железа (III) (насыщ.), роданида калия (насыщ.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на хими-ческое равновесие
Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:
FeCl3 + 3 KCNS ⇄ Fe(CNS)3 + 3 KCl.
красного цвета
Образующийся роданид железа имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.
В мерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.
В первую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? Дать объяснение, исходя из уравнения константы равновесия.
Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Чем объясняется, что изменение концентрации роданида калия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа (III)?
В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать.
Четвёртая пробирка для сравнения.
Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.
Результаты опыта записать в таблицу по форме
|
№ пробирки |
Что добавлено |
Изменение интенсивности окраски |
Направление смещения равновесия (вправо, влево) |
Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия
Соли хромовой кислоты - хроматы – окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматы – в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие
2 CrO42- + 2 H+ ⇄ Cr2O72- + H2O,
Хромат-ион дихромат-ион
(желтый) (оранжевый)
которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода.
В пробирку внести 5-6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски.
Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор серной кислоты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле Шателье, изменение окраски раствора.
Опыт 3. Влияние температуры на смещение химического равновесия
Хлорид аммония образуется по уравнению реакции
NH3 + HCl ⇄ NH4Cl, ΔН < 0.
В пробирку с газоотводной трубкой внести один шпатель хлорида аммония. Пробирку осторожно нагреть. Объяснить исчезновение хлорида аммония на дне пробирки и появление белого осадка на холодных стенках пробирки и газоотводной трубки.
4 HCl + O2 ⇄ 2 Cl2 + 2 H2O , ∆H = -113 кДж.
Какое влияние на равновесную концентрацию [Cl2] окажет:
а) увеличение концентрации кислорода;
б) повышение температуры;
в) введение катализатора;
г) повышение давления.
8. Начальные концентрации веществ в реакции
CO + H2O ⇄ CO2 + H2
были равны (моль/л): ССО = 0,5, СН2О = 0,6, СН2 = 0,2, ССО2 = 0,4. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % H2O.
9. В какую сторону сместится химическое равновесие в системах:
2 CO + O2 ⇄ 2 CO2, ∆H0 = -566 кДж;
N2 + O2 ⇄ 2 NO, ∆H0 = +180,7 кДж;
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2, ∆H0 = -113,0 кДж
а) при повышении температуры;
б) при повышении давления?
10. Константа равновесия реакции
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
при 494 0С равна 2,2. В состоянии равновесия сNO = 0,02 моль/л,
сNO2 = 0,03 моль/л. Вычислить исходную концентрацию кислорода.
11. Рассчитать константу равновесия для обратимой реакции
2 SO2 + O2 ⇄ 2 SO3,
зная, что в состоянии равновесия сSO2 = 0,056 моль/л, сO2 = 0,028 моль/л,
сSO3 = 0,044 моль/л.
4. Растворы электролитов.
Электролитическая диссоциация
Электролиты - вещества, проводящие электрический ток в расплавленном и растворенном состоянии. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.
Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин сольватация заменяется термином гидратация.
Электролитическая диссоциация – процесс обратимый, и в растворах электролитов существует равновесие между ионами и молекулами.
Степень диссоциации () показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.
Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (1). С увеличением температуры также увеличивается.
По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. К сильным электролитам относятся такие, которые в 0,1 М растворе имеют >30%. Сильными электролитами являются: 1) почти все соли (кроме HgCl2, СdCl2, Fe(SCN)3, Pb(CH3COO)2 и некоторые другие); 2) многие минеральные кислоты, например HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HСlO4 и др.;
3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов, например KOH, NaOH, Ba(OH)2 и др.
У средних электролитов = 3 - 30 % в 0,1 М растворах; к ним относятся, например, H3PO4, H2SO3, HF, Mg(OH)2 .
Для слабых электролитов в 0,1 М растворах < 3 %; слабыми электролитами являются H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода.
Об относительной силе электролитов можно судить по электрической проводимости их растворов.
Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH:
NaOH Na+ + OH ;
Ca(OH)2 CaOH+ + OH ;
CaOH+ Ca2+ + OH .
Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования основных и кислых (см. ниже) солей.
Диссоциация кислот. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H+.
HCl H+ + Cl ;
HNO3 H+ + NO3 ;
H2SO4 H+ + HSO4- ;
HSO4 H+ + SO42 ;
H3PO4 H+ + H2PO4 ;
H2PO4 H+ + HPO42 ;
HPO42 H+ + PO43.
Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды дис-социируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации одновременно образуются катионы H+ и гидроксид-анионы OH:
H+ + MeO ⇄ MeOH ⇄ Me+ + OH.
К ним относятся гидроксиды цинка Zn(OH)2, алюминия Al(OH)3, хрома Cr(OH)3, свинца Pb(OH)2 и др.
Например, диссоциация Zn(OH)2:
2 H+ + ZnO22 ⇄ H2ZnO2 ⇄ Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2 OH.
Диссоциация солей
1. Средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Напри-мер,
Na2SO4 2 Na+ + SO42 ;
Ca3(PO)4 3 Ca2+ + 2 PO43 .
KHSO3 K+ + HSO3 ( = 1).
Сложный анион диссоциирует частично:
HSO3 ⇄ H+ + SO32 ( << 1).
Al(OH)2Cl Al(OH)2+ + Cl ( = 1).
Сложный катион диссоциирует частично:
Al(OH)2+ ⇄ AlOH2+ + OH ( << 1);
AlOH2+ ⇄ Al3+ + OH ( << 1).
KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2 SO42 ;
Na2NH4PO4 2 Na+ + NH4+ + PO43 .
ZnClNO3 Zn2+ + Cl + NO3;
AlSO4Cl Al3+ + SO42 + Cl .
Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия:
AmBn ⇄ m An+ + n Bm
.
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.
Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения Оствальда. Если общая концентрация электролита, например, слабой кислоты типа HA равна С моль/л, тогда концентрация ионов H+ и A- будет определяться выражением С (моль/л), [H+] = [A-], а концентрация недиссоциированного электролита (С-С). Тогда
.
При << 1 получим Кд = С.2 . Откуда
Смещение ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению степени диссоциации слабого электролита, осуществляется по принципу Ле Шателье. Введение в раствор одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из продуктов реакции, приводит к смещению ионного равновесия влево, в сторону образования молекул или к уменьшению степени диссоциации электролита. Наоборот, связывание одного из ионов в малодиссоциированное вещество ведёт к повышению степени диссоциации электролита.
Активность ионов. В растворах сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью, поэтому концентрация ионов довольно велика. Между ионами действуют силы взаимодействия, даже при небольшой концентрации электролита. Ионы не являются свободными при движении, и свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем если бы ионы не взаимодействовали между собой. В связи с этим состояние ионов описывают активностью – условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах.
Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе См соотношением
а = f См,
где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина). Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, заряда и природы иона и других условий.
В разбавленных растворах при См << 0,5 моль/л природа иона слабо влияет на значение f. Приближенно считают, что в разбавленных растворах f иона в данном растворителе зависит только от заряда иона и ионной силы раствора Ι, которая равна полусумме произведений концентрации См каждого иона на квадрат его заряда Z:
n
Ι = 0,5 (C1Z12 + C2Z22 + … + CnZn2) = 0,5 Σ Ci Zi 2.
i=1
Например, для 2 М раствора электролита CaCl2 = Ca2+ + Cl ионная сила раствора равна
I = 0,5 (2 . 22 + 2 . 12 ) = 5.
Значения коэффициентов активности ионов в разбавленных растворах в зависимости от их заряда и ионной силы раствора приведены в приложении 1.
Лабораторная работа
Электролитическая диссоциация
Цель работы
Изучение электрической проводимости растворов электролитов и зависимости её от различных факторов, умение предсказывать направление обменной реакции в растворах электролитов.
Оборудование и реактивы
Прибор для испытания электрической проводимости растворов. Бюретка (50 мл). Промывалка. Пробирки конические. Стандартный штатив с реактивами. Ацетат натрия (крист.). Хлорид аммония. Индикаторы: фенолфталеин, метилоранж. Растворы: уксусной кислоты (0,1 М; 70 %-ный), аммиака (0,1 М; 25 %-ный), гидроксида натрия (0,1 М; 40 %-ный), азотной кислоты (0,1 М), соляной кислоты (0,1 М), гидроксида калия (0,1 М), серной кислоты (0,02 М), гидроксида бария (0,02 М), сульфата алюминия (0,1 М).
Опыт 1. Изучение электрической проводимости растворов
После каждого испытания выключать прибор из электрической сети и промывать электроды дистиллированной водой!
Рис.2. Прибор для испытания электрической проводимости растворов
А. В прибор для испытания электрической проводимости растворов (рис.2) налить дистиллированной воды, опустить предварительно промытые дистиллированной водой угольные электроды, включить вилку прибора в электрическую сеть. Отметить визуально степень накала лампы.
Б. Исследовать электрическую проводимость (см. опыт 1.А.) каждого из шести 0,1 М растворов: CH3COOH, NH4OH, HNO3, HCl, NaOH, KOH.
Записать результаты наблюдений, отмечая степень накала лампы. По степени накала лампы сделать вывод: сильным или слабым электролитом является тот или иной раствор.
В. Смешать равные объемы растворов: 1) сильной кислоты и сильного основания; 2) слабой кислоты и слабого основания. Испытать электрическую проводимость полученных растворов (см. опыт 1.А). Записать наблюдения и составить уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Сделать вывод об электрической проводимости полученных растворов.
Опыт 2. Зависимость электрической проводимости раствора (степени диссоциации электролита) от разбавления
В прибор (см. опыт 1.А) налить минимальный объём концентрированного раствора уксусной кислоты, необходимый для погружения электродов, включить прибор в электрическую сеть и отметить степень накала лампы. Затем кислоту разбавить, добавляя постепенно дистиллированную воду. Как меняется степень накала лампы? Чем объяснить наблюдаемое явление?
Прибор и электроды промыть водопроводной водой, затем дистиллированной и повторить опыт с концентрированным раствором аммиака. Сделать общий вывод из наблюдений.
Опыт 3. Изменение электрической проводимости раствора
в результате смещения ионного равновесия
Исследовать отдельно электрическую проводимость 0,02 М раствора серной кислоты и 0,02 М раствора гидроксида бария (см. опыт 1.А). Затем исследовать электрическую проводимость 0,02 М раствора гидроксида бария в присутствии 0,02 М раствора серной кислоты. Для этого в прибор поместить раствор гидроксида бария и добавить 2-3 капли раствора фенолфталеина. Раствор серной кислоты добавлять по каплям из бюретки через воронку, вставленную в крышку прибора. Наблюдать за изменением окраски индикатора и степени накала лампы.
Какова электрическая проводимость раствора в момент исчезновения окраски индикатора (в точке эквивалентности)? Что происходит при добавлении к раствору избытка серной кислоты? Объяснить наблюдаемые явления.
Опыт 4. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита (смещение равновесия диссоциации)
А. В пробирку налить разбавленный раствор аммиака и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Раствор разделить на две части. Одну оставить для сравнения, а в другую добавить немного твёрдого хлорида аммония и хорошо размешать. Объяснить изменение цвета раствора, исходя из принципа Ле Шателье и константы диссоциации.
Сделать вывод о влиянии одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита.
Б. Налить в две пробирке по 5…6 капель 0,1 Н раствора уксусной кислоты и по 1…2 капли раствора метилового оранжевого. Затем в одну из пробирок ввести 2…3 кристаллика ацетата натрия. Пробирку встряхнуть. Сравнить интенсивность окраски в пробирках. Объяснить причину изменения окраски раствора.
Опыт 5. Смещение ионного равновесия в насыщенном растворе амфотерного электролита
В пробирку налить десять капель раствора соли алюминия. К раствору соли алюминия приливать по каплям разбавленный раствор гидроксида натрия до появления осадка гидроксида алюминия. Разделить осадок на две части (на две пробирки). К одной части прилить избыток соляной кислоты, к другой – избыток концентрированного раствора щёлочи. Что наблюдается в том и другом случае? Объяснить происходящее явление с точки зрения смещения ионного равновесия в насыщенном растворе гидроксида алюминия. Составить ионные уравнения реакций, учитывая, что амфотерный гидроксид плохо растворим в воде.
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами?
2. В чём заключаются основные положения электролитической диссоциации?
3. Объяснить процесс диссоциации солей, оснований и кислот с точки зрения строения атомов и молекул.
4. Реакции диссоциации электролитов являются обратимыми. Объяснить, что это значит? Как записывают уравнения реакций диссоциации?
5. Какие электролиты называют сильными, а какие слабыми? Привести примеры.
6. Как зависит способность электролитов к диссоциации от вида химической связи?
7. В 1 л раствора содержится 0,25 г хлорида натрия. Вычислить концентрацию ионов Na+, Cl и общую концентрацию всех ионов.
8. В 1 л 0,01 н раствора муравьиной кислоты HCOOH при комнатной температуре содержится 0,06 г ионов HCOO. Найти константу диссоциации.
9. При какой концентрации уксусной кислоты CH3COOH в водном растворе
= 1% ? При какой концентрации в 2 раза больше, если Кдис. = 1,8 . 105 ?
10. Принимая во внимание первую ступень диссоциации сероводородной кислоты, определить (%) для её 0,01 М раствора (см. приложение 4).
11. Написать следующие молекулярные уравнения реакций в ионном виде:
а) Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2 H2O;
б) Na2ZnO2 + 2 HCl = 2 NaCl + Zn(OH)2.
5. Растворы
5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
Раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная (однофазная) система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов (химических веществ). Компонентами, составляющими раствор, являются растворитель и растворенное вещество. Обычно растворителем считается тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем является, конечно, вода). Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве.
Растворы бывают жидкими, твердыми и газообразными.
Жидкие растворы – это растворы солей, сахара, спирта в воде. Жидкие растворы могут быть водными и неводными. Водные растворы – это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы – это растворы, в которых растворителями являются органические жидкости (бензол, спирт, эфир и т.д.). Твёрдые растворы – сплавы металлов. Газообразные растворы – воздух и другие смеси газов.
Процесс растворения. Растворение – это сложный физико-химический процесс. При физическом процессе происходит разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя. Химический процесс – это взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. В результате этого взаимодействия образуются сольваты. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией, процесс образования гидратов – гидратацией. При упаривании водных растворов образуются кристаллогидраты – это кристаллические вещества, в состав которых входит определенное число молекул воды (кристаллизационная вода). Примеры кристаллогидратов: CuSO4.5H2O – пентагидрат сульфата меди (II); FeSO4 . 7H2O – гептагидрат сульфата железа (II).
Физический процесс растворения идёт с поглощением энергии, химический – с выделением. Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше энергии, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение – экзотермический процесс. Выделение энергии происходит при растворении NaOH, H2SO4, Na2CO3, ZnSO4 и других веществ. Если для разрушения структуры вещества надо больше энергии, чем её выделяется при гидратации, то растворение – эндотермический процесс. Поглощение энергии происходит при растворении в воде NaNO3, KCl, NH4NO3, K2SO4, NH4Cl и некоторых других веществ.
Количество энергии, которое выделяется или поглощается при растворении, называется тепловым эффектом растворения.
Растворимостью вещества называется его способность распределяться в другом веществе в виде атомов, ионов или молекул с образованием термодинамически устойчивой системы переменного состава. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.
По растворимости в воде вещества делят на три группы:
1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.
2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaSO4 . 2 H2O) растворяется в 1000 г воды.
3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 . 103 г AgCl.
При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.
Насыщенный раствор – это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.
Ненасыщенный раствор – это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.
Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Кристаллизацию вещества в таком растворе можно вызвать путем потирания стеклянной палочкой стенок сосуда, в котором находится данный раствор. Этот способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций.
Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора (п.2.2).
Константа растворимости. Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита сульфата бария BaSO4 с водой. Под действием диполей воды ионы Ba2+ и SO42 из кристаллической решетки BaSO4 будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ba2+ и SO42 вновь будет осаждаться (рис.3). При данной температуре в гетерогенной системе, наконец, установится равновесие: скорость процесса растворения (V1) будет равна скорости процесса осаждения (V2), т.е.
V1 = V2 :
BaSO4 ⇄ Ba2+ + SO42
твёрдая раствор
фаза
Рис. 3. Насыщенный раствор сульфата бария
Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO4, называется насыщенным относительно сульфата бария.
Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:
, (1)
где a (Ba2+) – активность ионов бария; a(SO42-) – активность сульфат-ионов;
a (BaSO4) – активность молекул сульфата бария.
Знаменатель этой дроби – активность кристаллического BaSO4 – является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константой растворимости и обозначают Кs :
Кs = a(Ba2+) . a(SO42-). (2)
Эту величину раньше называли произведением растворимости и обозначали ПР.
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре.
Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f~1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациями, так как а(X) = f (X) . С(X). Термодинамическая константа растворимости Кs перейдет в концентрационную константу растворимости Кs:
Кs = С(Ba2+) . С(SO42-), (3)
где С(Ba2+) и С(SO42) – равновесные концентрации ионов Ba2+ и SO42 (моль/л) в насыщенном растворе сульфата бария.
Для упрощения расчётов обычно пользуются концентрационной константой растворимости Кs , принимая f (Х) = 1 (приложение 2).
Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение Кs (или Кs) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:
PbCl2 ⇄ Pb2+ + 2 Cl; Ks = С (Pb2+) . С2 (Cl);
Ag3PO4 ⇄ 3 Ag+ + PO43; Ks = С3 (Ag+) . С (PO43).
В общем виде выражение концентрационной константы растворимости для электролита AmBn ⇄ m An+ + n Bm имеет вид
Ks = Сm (An+) . Сn (Bm),
где С концентрации ионов An+ и Bm в насыщенном растворе электролита в моль/л.
Величиной Ks принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.
Условия образования осадков
Предположим, с фактическая концентрация ионов трудно растворимого электролита в растворе.
Если Сm (An+) . Сn (Bm-) > Ks , то произойдет образование осадка, т.к. раствор становится пересыщенным.
Если Сm (An+) . Сn (Bm) < Ks , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.
Свойства растворов. Ниже рассмотрим свойства растворов неэлектролитов. В случае электролитов в приведённые формулы вводится поправочный изотонический коэффициент.
Если в жидкости растворено нелетучее вещество, то давление насыщенного пара над раствором меньше давления насыщенного пара над чистым растворителем. Одновременно с понижением давления пара над раствором наблюдается изменение его температуры кипения и замерзания; температуры кипения растворов повышаются, а температуры замерзания понижаются по сравнению с температурами, характеризующими чистые растворители.
Относительное понижение температуры замерзания или относительное повышение температуры кипения раствора пропорционально его концентрации:
∆t = KСm ,
где К – константа (криоскопическая или эбулиоскопическая);
Сm – моляльная концентрация раствора, моль/1000 г растворителя.
Так как Сm = m/M, где m – масса вещества (г) в 1000 г растворителя,
М – молярная масса, приведенное уравнение можно представить:
; .
Таким образом, зная для каждого растворителя величину К, задав m и экспериментально определив ∆t в приборе, находят М растворенного вещества.
Молярная масса растворенного вещества может быть определена путём измерения осмотического давления раствора (π) и рассчитана по уравнению Вант – Гоффа:
; .
Лабораторная работа
Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
Цель работы
Ознакомление с физико-химической природой процесса растворения, растворимостью вещества, различными видами растворов, а также с основными свойствами растворов.
Оборудование и реактивы
Шпатель. Стеклянные палочки. Песчаные бани. Мерный цилиндр. Стакан. Криоскоп. Ацетат натрия (крист.). Хлорид кальция (крист.). Нитрат аммония (крист.). Сульфат натрия (крист.). Гидроксид натрия (крист.). Глицерин. Раствор хлорида натрия (10 % - ный). Охладительная смесь (лёд + соль).
Опыт 1. Тепловые эффекты при растворении
А. Стаканчик наполовину наполнить водой и добавить немного твёрдого гидроксида натрия. Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и измерить температуру раствора.
Б. Провести аналогичный опыт с нитратом аммония. Отметить самую низкую температуру.
В. Стаканчик наполнить водой на 1/3 её объёма и измерить температуру. Взвесить 2 – 3 г кристаллогидрата сульфата натрия и добавить навеску соли в пробирку. Осторожно помешивая раствор, наблюдать изменения температуры. Показания термометра отметить в лабораторном журнале.
Опыт 2. Пересыщенные растворы
Пересыщенный раствор ацетата натрия готовят из расчёта трёх объемных частей соли на одну объемную часть воды.
В большую пробирку поместить кристаллы ацетата натрия и добавить соответствующий объём воды. Содержимое пробирки нагреть на слабом пламени газовой горелки до полного растворения кристаллов соли. Охладить пробирку под струей холодной воды. Добавить к раствору несколько капель глицерина, способствующего образованию более крупных кристаллов. Внести несколько кристаллов ацетата натрия в охлажденный раствор и наблюдать процесс кристаллизации растворенного вещества. Отметить экзотермический характер процесса.
Повторно нагреть содержимое пробирки до полного растворения соли и охладить раствор. Вызвать выпадение кристаллов за счет трения стеклянной палочки о стенку пробирки.
Опыт 3. Изменение температуры замерзания и температуры кипения растворов.
А. Две пробирки, одна из которых заполнена наполовину водой, а другая – 10% - ным раствором хлорида натрия, поместить в стакан с охладительной смесью (лёд с солью). Отметить температуру замерзания воды и раствора хлорида натрия.
Б. Пробирку с водой, закрепленную в штативе над спиртовкой, нагреть до кипения и измерить температуру кипения воды. Убрать спиртовку и внести в пробирку один шпатель хлорида кальция. Вновь довести раствор до кипения и измерить температуру кипения раствора.
Сделать вывод о причине наблюдаемого изменения в температуре кипения полученного раствора.
5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов
Для качественной характеристики растворов используют понятия «разбавленный раствор» и «концентрированный раствор». Разбавленный раствор содержит мало растворенного вещества, концентрированный – много растворенного вещества. Между концентрированным и разбавленным растворами нет резкой границы, она условна. Разбавленный раствор может быть насыщенным, если вещество практически не растворяется в воде (например, насыщенные растворы AgCl, BaSO4 и т.д.). В то же время концентрированный раствор (например, сахарозы) может быть ненасыщенным, так как растворимость сахарозы равна 179 г при 0°С в 100 мл воды.
Количественный состав растворов выражается концентрацией. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества в определённом количестве раствора или растворителя.
В химической практике наиболее употребительны следующие способы выражения концентраций.
1. Массовая доля растворённого вещества – это отношение массы растворённого вещества Х к общей массе раствора:
,
где ω (Х) – массовая доля растворенного вещества Х, выраженная в долях единицы; m(X) – масса растворенного вещества Х, г; m – общая масса раствора, г. Массовую долю можно выражать также в процентах ( % ):
.
Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 %, то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.
Зависимость между объемом (V) и массой раствора (m) выражается формулой
m = ρV,
где ρ – плотность раствора, г/мл; V – объем раствора, мл; m – масса, г.
2. Молярная концентрация выражается числом молей растворённого вещества, содержащимся в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется мольно-объёмной концентрацией или молярностью и обозначается буквой М. Так, 2 М H2SO4 означает раствор H2SO4 , в каждом литре которого содержится 2 моля, т.е. 2 . 98 = 196 г H2SO4 .
3. Нормальность выражается количеством эквивалентов, растворённых в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется эквивалентной концентрацией или нормальностью и обозначается буквой «Н». Так, 2 Н H2SO4 означает раствор H2SO4, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента или 98 г H2SO4 .
4. Моляльная концентрация – количество моль растворённого вещества, приходящее на 1 кг растворителя ( моль/кг ). Обозначается буквой m. Концентрация выраженная этим способом, называется мольно-массовой концентрацией или моляльностью. Так, 2 m H2SO4 означает раствор серной кислоты, в котором на 1кг воды приходится 2 моля H2SO4 . Мольно-массовая концентрация раствора в отличие от его молярности не изменяется при изменении температуры.
5. Мольная доля – отношение количества моль данного вещества к общему количеству моль всех веществ, имеющихся в растворе. Концентрация, выраженная этим способом, обычно обозначается для растворителя N1, для растворенных веществ – N2, N3 и т.д. В случае раствора одного вещества в другом мольная доля растворенного вещества N2 равна
,
где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного вещества соответственно.
Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V1 л раствора вещества 1 с нормальностью N1 реагирует с V2 л раствора вещества 2с нормальностью N2. Это означает, что в реакцию вступило N1V1 эквивалентов вещества 1 и N2V2 эквивалентов вещества 2.
Так как вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно,
N1V1 = V2N2 или V1:V2 = N2:N1 .
Таким образом, объёмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.
6. Титр Т – масса вещества, содержащегося в 1 мл раствора, г/мл:
.
Титр связан с нормальностью соотношением
,
где Мэ – молярная масса эквивалента вещества.
Плотность растворов. Плотность раствора – это отношение его массы к объему, выражается в единицах г/см3 и обозначается буквой .
Плотность раствора изменяется при изменении его концентрации. Она может быть определена при помощи пикнометра, ареометра, гидростатических весов и др.
Для быстрого определения плотности жидкости служит ареометр. Ареометр представляет собой запаянную стеклянную трубку, нижний конец которой заполнен дробью или ртутью. Внутри верхней части трубки имеется шкала, отградуированная в единицах плотности. Плотность жидкости соответствует тому делению шкалы, до которого погружается ареометр при испытании. От плотности раствора можно перейти к процентному содержанию, если в таблицах не имеется цифры, точно отвечающей сделанному отсчету на шкале ареометра, а есть близкие величины (немного больше и немного меньше). В таком случае процентное содержание растворенного вещества вычисляют методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним).
Предположим, что имеется раствор серной кислоты с плотностью 1,200. По таблице находим, что для растворов серной кислоты с плотностью 1,174 и 1,205 процентная концентрация соответственно равна 24 и 28 %.
Считаем, что процентное содержание изменяется прямо пропорционально изменению плотности. Разница плотности равна 1,205 – 1,174 = 0,031, а разница в процентном содержании составляет 28% - 24% = 4%.
Находим разницу между плотностью нашего раствора и плотностью раствора кислоты с меньшей концентрацией. Она равна 1,200 – 1,174 = 0,026.
Увеличение плотности на 0,031 соответствует увеличению процентного содержания на 4%, а увеличение процентного содержания, соответствующее увеличению плотности на 0,026, находим из пропорции
0,031 – 4%
0,026 – х
х = 3,35%.
Прибавляем к процентному содержанию кислоты в растворе с меньшей плотностью 3,35% и получаем искомое процентное содержание
24% + 3,35% = 27,35%.
Приготовление раствора заданной концентрации по правилу смешения
из более концентрированного раствора и воды или из двух растворов
с известным процентным содержанием
Пример. Сколько миллилитров 37,23% раствора соляной кислоты (плотность 1,19) и воды потребуется для приготовления 500 мл 10% раствора?
Решение. Концентрация исходных растворов (37,23 и для воды 0) записываем в первом столбце, во втором столбце записываем заданную концентрацию (10).
Разность между исходными концентрациями и заданной записываем в третьем столбце в направлении пересекающихся диагоналей (см. стрелками на схеме)
37,23 10 (10 0)
10
0 27,23 (37,23 10)
Полученные цифры (правый столбец) указывают, в каком весовом отношении должны быть смешаны раствор и вода. Следовательно, на 10 весовых частей раствора кислоты нужно взять 27,23 весовых частей воды. По таблице находим удельный вес 10% раствора соляной кислоты (при необходимости методом интерполяции). Он равен 1,049. Вес приготовляемого раствора
500 . 1,049 = 524,5 г должен быть распределен пропорционально найденным весовым частям. Всего частей: 10+27,23 = 37,23. Вес концентрированной соляной кислоты, необходимый для приготовления 10 % раствора, равен
524,5 . 10/37,23 = 140,9 г,
а объём её V = 140,9 : 1,19 = 118,4 мл.
Вес (объём) воды равен 524,5 . (27,23/37,23)=383,6 г
(или 524,5–140,9=383,6 г).
Лабораторная работа
Приготовление растворов
Цель работы
Освоение навыков приготовления растворов заданной концентрации и методики их количественного анализа.
Оборудование и реактивы
Ареометр. Мерные цилиндры. Колба мерная (100 мл). Воронка. Бюретка (50 мл). Колбы конические (100 мл). Пипетки (10 мл). Гидроксид натрия (кристал.). Индикатор метилоранж. Растворы: хлорида калия (конц.), соляной кислоты (0,5 Н).
Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации
Приготовить, например, 250 мл 5 % раствора хлористого калия из концентрированного раствора и воды.
1. Определить ареометром плотность исходного раствора, опуская последний в цилиндр.
2. Определить по шкале – таблице процентную концентрацию исходного раствора, отвечающую найденной плотности (если величина процентной концентрации не числится в таблице, то необходимо воспользоваться методом интерполяции).
3. Определить плотность приготовляемого 5 % раствора хлористого калия по таблице.
Плотности растворов NaCl и KCl,
соответствующие различным концентрациям в %
|
NaCl |
KCl |
||
|
|
% |
|
% |
|
1.005 |
1 |
1.010 |
2 |
|
1.013 |
2 |
1.041 |
4 |
|
1.027 |
4 |
1.037 |
6 |
|
1.041 |
6 |
1.050 |
8 |
|
1.056 |
8 |
1.063 |
10 |
|
1.071 |
10 |
1.077 |
12 |
|
1.086 |
12 |
1.090 |
14 |
|
1.101 |
14 |
1.104 |
16 |
|
1.116 |
16 |
1.118 |
18 |
|
1.132 |
18 |
1.133 |
20 |
|
1.148 |
20 |
1.147 |
22 |
|
1.164 |
22 |
1.162 |
24 |
4. Вычислить вес приготовляемого раствора.
5. Рассчитать, какое весовое количество исходного раствора хлористого калия нужно для приготовления заданного раствора (по правилу смешения).
6. Пересчитать полученную величину навески на объем.
7. Рассчитать нужный объем воды.
8. Отмерить мерным цилиндром вычисленные объемы концентрированного раствора и воды, слить их, тщательно перемешать жидкость и определить ареометром плотность полученного раствора. Определить расхождение найденной и заданной плотностей в процентах.
Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации и проверка ее титрованием
Пример. Приготовить 100 мл 0,5 Н раствора NaOH из кристаллического NaOH.
1. Определить количество NaOH (m), необходимое для приготовления заданного раствора:
1000 мл – 20 г (0,5 Н) МNaOH = 40
100 мл – m m = 2 г.
2. Взвесить 2 г NaOH, перенести в стакан и добавить примерно 60 мл воды. Стеклянной палочкой тщательно перемешать раствор до полного растворения щёлочи. Раствор перелить в мерную колбу на 100 мл. Стакан сполоснуть небольшим количеством воды (~ 15 мл) и прилить её в ту же колбу с помощью воронки. Объём раствора в цилиндре довести до 100 мл (до метки) и тщательно перемешать.
3. Из мерной колбы отобрать пипеткой 10 мл приготовленного раствора и перенести его в коническую плоскодонную колбу для титрования. В колбу добавить 2…3 капли индикатора (метилоранж) и титровать раствором соляной кислоты до перехода желтого окрашивания раствора в розовый. Титрование повторить три раза, каждый раз точно определяя объем израсходованной кислоты (V1,V2,V3). Затем рассчитать средний объём
.
4. Число грамм-эквивалентов щёлочи в объёме пипетки (10 мл) равно чис-лу грамм-эквивалентов кислоты в объёме Vс.р.. По формуле Vm . Nm = Vk . Nk определить нормальную концентрацию приготовленного раствора щелочи. Сравнить полученные результаты с заданием.
Контрольные вопросы и упражнения
1. Что такое растворы?
2. Что такое компонент раствора? Из каких компонентов состоят растворы? В каких агрегатных состояниях могут находиться компоненты раствора?
3. Дайте определение процессов гидратации и сольватации при растворении.
4. Охарактеризуйте следующие свойства растворов: давление пара над раствором, температуры кипения и замерзания.
5. Какой раствор называется: разбавленным, концентрированным, насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным?
6. Что показывает коэффициент растворимости?
7. Назовите условие выпадения из растворов осадков малорастворимых электролитов.
8. Что выражает величина, называемая концентрацией раствора?
9. Дайте определение молярности, моляльности, нормальности, титра, мольной доли и процентной концентрации.
10. Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8 %-го водного раствора?
11. Сколько граммов соды Na2CO3 нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?
12. В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.
13. В 200 мл воды растворили 20 г нитрата калия. Определить массовую долю (%) KNO3 .
14. Какую массу (г) 15 % раствора хлорида кальция можно приготовить, имея 170 мл воды?
15. В 175 мл воды растворили 25 г CuSO4 . 5H2O. Какая массовая доля (%) CuSO4 в полученном растворе?
16. Какой объем (мл) 94 % раствора серной кислоты (пл.1,837 г/мл) требуется для приготовления 1 л 20 % раствора (пл.1,143 г/мл)?
17. Какую массу (г) сульфата натрия надо добавить к 300 г 10 % раствора, чтобы получить 20 % раствор ?
18. В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.
19. Какая масса (г) нитрата калия содержится в 2 л 0,1 М раствора нитрата калия?
20. Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.
21. Какой объём (мл) 0,2 М раствора гидроксида калия требуется, чтобы осадить в виде Fe(OH)3 всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4 М раствора хлорида железа (III) ?
22. Теплота растворения безводного сульфата натрия равна –80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO4.10Н2О равна –78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратации Na2SO4.
23. Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO4.7H2O равна –17,67 кДж.
24. К 0,05 л раствора сульфида стронция с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объём раствора сульфата магния с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок сульфата стронция ?
6. Ионообменные реакции
Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными. Например, взаимодействие электролитов в состоянии равновесия
К1А1 + К2А2 К1А2 + К2А1.
Константа равновесия
(4)
Чтобы узнать, в какую сторону смещено данное равновесие, рассмотрим диссоциацию каждого из 4-х электролитов:
К1А1⇆К1⁺ + А 1 ;
К2А2⇆К2⁺ + А2⁻ ;
К1А2⇆К1⁺+А2⁻ ;
К₂А₁⇆К₂⁺+А₁⁻ .
Подставляя в уравнение (4) вместо концентраций значения К, получим
.
Если К>1, т.е. К₁₁· К₂₂>К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено вправо (легче идёт прямая реакция).
Если К<1,т.е. К₁₁·К₂₂<К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено влево (в сторону обратной реакции).
При К→ ∞ реакция будет необратимой.
Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.
Ионообменные реакции протекают в растворах электролитов в следующих случаях:
1) если образуется осадок трудно растворимого вещества;
2) если образуется газ (легколетучее вещество);
3) если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее соединение);
4) если образуется комплексный ион.
В уравнениях ионных реакции формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.
Примеры:
1.Образование осадков:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3;
Ag+ + NO₃¯ + Na+ + CI¯ = AgCl + Na+ + NO₃¯;
Ag+ + Cl¯ = AgCl.
2. Образование газов:
Na₂S + H₂SO₄ = Na2SO4 + H2S↑;
2 Na+ + S²¯+2 H+ + SO₄²¯ = H2S↑ + 2 Na+ + SO₄²¯ ;
2 H+ + S²¯= H₂S↑.
3. Образование слабых электролитов. Чаще всего это – образование воды,
слабого основания или слабой кислоты:
а) образование воды:
NaOH + HCl = H₂O + NaCl ;
Na+ + OH⁻ + H+ + Cl⁻ = H₂O + Na+ + Cl⁻ ;
H+ + OH⁻ = H₂O;
б) образование слабого основания:
NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl;
NH₄+ + Cl⁻ + K+ + OH⁻= NH₄OH + K++ Cl⁻;
NH₄+ + OH⁻ = NH₄ОН;
в) образование слабой кислоты:
2 CH₃COONa + H₂SO₄ = 2 CH₃COOH + Na₂SO₄;
2 CH₃COO⁻ + 2 Na+ + 2 H+ + SO₄²⁻ = 2 CH₃COOH + 2 Na+ + SO₄²⁻;
CH₃COO⁻ + H+ = CH₃COOH.
4. Образование комплексного иона (например, катиона)
CuSO₄ ∙ 4 H₂O + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4 H₂O;
[Cu(H₂O)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 H₂O.
Лабораторная работа
Ионообменные реакции
Цель работы
Получение сильных малорастворимых и слабых электролитов.
Оборудование и реактивы
Пробирки. Кусочек мела. Хлорид аммония (крист.). Рзбавленные растворы: хлорида бария, сульфата натрия, нитрата свинца, хлорида калия, йодида калия, соли железа (II), соли меди (II), сульфида аммония, ацетата натрия, дихромата калия, хлорида магния, аммиака, соляной и серной кислот.
Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков
Налить в три пробирки по 2…3 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата аммония. Наблюдать появление одинакового осадка. Составить уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?
Опыт 2. Образование осадков и произведение растворимости
В две пробирки налить по 3…4 капли 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объём 0,05 М раствора йодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объяснить полученный результат, используя значения произведения растворимости. Составить уравнение реакций.
Опыт 3. Ионообменная реакция с образованием газа
В пробирку поместить кусочек мела (CaCO₃) и прибавить столько разбавленной соляной кислоты, чтобы весь мел погрузился в раствор. Наблюдать выделение газа. Составить уравнение реакции.
Опыт 4. Образование сульфидов железа и меди и их растворимость в соляной кислоте
В пробирку внести 2…3 капли раствора соли железа (II), в другую – 2…3 капли раствора соли меди (II). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора сульфида аммония до появления осадков. Затем прилить к осадкам немного соляной кислоты. Какой из осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости (см. приложение 2).
Опыт 5. Получение хромата бария
Внести в пробирку 2…3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4…6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.
Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония
В две пробирки внести по 2…3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5…6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8…10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).
Контрольные вопросы и упражнения
1. Дать определение ионообменных реакций.
2. Написать в ионной форме следующие уравнения реакций:
Pb(NO₃)₂ + CaJ₂ →
CaCO₃ + HCl →
FeCl₃ + Ba(OH)₂ →
CH₃COOH + K₂CO₃ →
3. Как изменится растворимость осадка при добавлении одноимённого иона?
4. По ионным уравнениям составить уравнения в молекулярной форме
(анион - NO₃⁻, катион Na⁺)
2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ = Ag₂CrO₄;
H⁺ + CH₃COO⁻ = CH₃COOH;
2 Al³⁺ + 3S²⁻ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S.
7. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Гидролиз солей
Вода является слабым электролитом, который диссоциирует на ионы:
H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻ или, точнее 2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH⁻ .
Концентрация образующихся гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов невелика. При 22°C она составляет 10⁻⁷ моль/л.
Запишем выражение константы диссоциации воды
· (5)
Учитывая, что концентрация воды мало меняется при диссоциации, [H₂O] можно считать постоянной величиной и включить в константу:
KВ = Kд · [H₂O] = [H⁺] · [OH⁻]. (6)
Это произведение называется ионным произведением воды. При 22°C эта константа равна 1·10⁻¹⁴
KВ = [H⁺] · [OH⁻] = 1·10⁻¹⁴. (7)
Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах.
Пример. Вычислите концентрацию [OH⁻] в 0,01 М бромистоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %.
Решение. Уравнение диссоциации кислоты
HBr ⇄ H⁺ + Br⁻.
По формуле (3) рассчитываем концентрацию [OH⁻]
.
Водородный показатель. По кислотно-основным свойствам растворы обычно делят на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественная характеристика кислотности (основности) среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем, её обозначают символом pH:
pH = - lg[H⁺]. (8)
Если раствор нейтральный, т.е. [H⁺] = [OH], то pH = 7. В кислом растворе [H⁺]>[OH⁻], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H⁺]<[OH⁻] и pH>7.
Пример. Считая диссоциацию гидроксида калия в воде полной, вычислите рН 0,001 М раствора KOH.
Решение. Определяем молекулярную концентрацию гидроксид-ионов в растворе
[OH⁻] = [KOH] · α · N(OH⁻),
где α - степень диссоциации; N(OH⁻) – число ионов (OH⁻), образующихся при разложении одной молекулы KOH.
[OH⁻] = 0,001·1·1 моль/л = 10⁻³ моль/л.
Используя ионное произведение воды, находим концентрацию иона водорода
,
а затем водородный показатель
pH = -lg[H+] = -lg(1·10⁻¹¹) = 11.
Значение pH растворов можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов.
Каждый индикатор характеризуется определёнными интервалами pH раствора, при которых он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при pH от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до жёлтого – при pH от 3,1 до 4,4, фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при pH от 8,3 до 9,8. Эти интервалы значений pH называются областями перехода индикатора. Более точно pH раствора измеряется с помощью электрического прибора – pH-метра (потенциометра).
Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щёлочи, но и при растворении некоторых солей (гидролиза солей).
Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).
Причина гидролиза лежит в том, что ионы соли с ионами воды образуют малодиссоциирующие комплексы (ионы или молекулы). Реакции гидролиза всегда направлены в сторону образования таких комплексов.
Если продукты гидролиза растворимы, то реакция имеет обратимый характер. Однако в результате гидролиза могут получаться летучие (газы) или малорастворимые вещества (осадки). В этом случае реакция становится необратимой.
Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.
KCN + H₂O ⇄ KOH + HCN ;
CN⁻ + HOH ⇄ HCN + OH⁻ .
Здесь KOH – сильное основание, хорошо диссоциирующее в воде, а HCN– слабая кислота, распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию вследствие наличия в нём свободных гидроксильных ионов, т.е. [OH⁻]>[H⁺] и pH>7.
Таким образом, водные растворы всех солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.
В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же соли не связывает H⁺ ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует. Например
NH₄Cl + HOH ⇄ NH₄ОН+ HCl
или в ионном виде
NH₄⁺ + HOH ⇄NH₄OH + H⁺.
NH₄OH – основание слабое, малодиссоциирующее; HCl – кислота сильная, распадается на ионы в высокой степени. Вследствие этого в растворе [H⁺]>[OH⁻] и pH<7; раствор приобретает кислую реакцию.
В этом случае в реакции гидролиза участвуют и катион (К+), и анион (А-) соли, они связывают ионы H+ и OH⁻ из молекулы воды:
КА + НОН ⇄ КОН + НА
K⁺ + A⁻ + HOH ⇄ KOH + AH.
Среда раствора может стать кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота, т.е. константы диссоциации основания и кислоты отвечают соотношению Кдис(КОН)Кдис(АН)), либо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота, т.е. Кдис(КОН)Кдис(АН)), либо будет нейтральной в случае равной силы кислоты и основания: Кдис(КОН)≈Кдис(АН). Например,
CH₃COONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH.
Константы диссоциации уксусной кислоты (1,76 · 10⁻⁵) и гидроксида аммония (1,79 · 10⁻⁵) близки между собой. Поэтому pH раствора остаётся приблизительно равным 7.
Соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой подвергаются необратимому (полному) гидролизу. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Например,
Al2S3 + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 H2S;
Fe2(CO3)3 + 6 H2O 2 Fe(OH)3 + 3 H2 CO3 (CO2 + H2O);
(NH4)2SiO3 + 2 H2O 2 NH4OH (NH3 + H2O) + H2SiO3.
Полный гидролиз происходит также при совместном присутствии в водном растворе двух типов солей (соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой). Например,
2 AlCl3 + 3 Na2 CO3 + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 H2 CO3 (CO2 + H2O) + 6 NaCl.
Примеры таких солей: NaCl, KNO₃, BaCl₂, Na₂SO₄. Реакция в растворах таких солей практически нейтральна (pH = 7).
Соли, образованные многозарядным катионом или многозарядным анионом, гидролизуются ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроанионов. При комнатной температуре, как правило, гидролиз идёт по первой ступени.
I. Гидролиз по многозарядному катиону
Соль диссоциирует в растворе на ионы
CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄²⁻.
Первая ступень гидролиза Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺,
2 CuSO₄ + 2 H₂O ⇄ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.
Вторая ступень гидролиза CuOH⁺ + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺,
(CuOH)₂ SO₄ + 2 H₂O ⇄ 2 Cu(OH)₂ + H₂SO₄.
II. Гидролиз по многозарядному аниону
Соль диссоциирует в растворе на ионы
Na₃PO₄ = 3Na⁺ + PO₄³⁻.
Первая ступень гидролиза PO₄³⁻ + H₂O ⇄ HPO₄²⁻ + OH⁻,
Na₃PO₄ + H₂O ⇄ Na₂HPO₄ + NaOH.
Вторая ступень гидролиза HPO₄²⁻ + H₂O ⇄ H₂PO₄⁻ + OH⁻,
Na₂HPO₄ + H₂O ⇄ NaH₂PO₄ + NaOH.
Третья ступень гидролиза H₂PO₄⁻ + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH⁻,
NaH₂PO₄ + H₂O ⇄ H₃PO₄ + NaOH.
Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза, которая показывает отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул.
Лабораторная работа
Гидролиз солей
Цель работы
Изучение реакций гидролиза солей различных типов и смещения гидролитического равновесия.
Оборудование и реактивы
Штатив с пробирками. Пробиркодержатель. Чашка Петри. Спиртовка. Растворы (0,001-1 М): щёлочи, соляной кислоты, хлорида магния, сульфата меди, хлорида натрия, ацетата натрия, хлорида алюминия. Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага.
Опыт 1. Окраска индикатора в различных средах
Налить в девять пробирок по 2…3 мл дистиллированной воды. Первые три пробирки использовать для испытания индикаторов в нейтральной среде. В одной из них смочить полоску универсальной индикаторной бумаги, во вторую добавить 1…2 капли метилового оранжевого, а в третью 1…2 капли фенолфталеина. Отметить окраску индикаторов в нейтральной среде. В следующие три пробирки добавить по несколько капель раствора щёлочи и отметить окраску индикаторов в щелочной среде, добавляя в том же порядке индикаторы, а в последние три пробирки прибавить по несколько капель раствора соляной кислоты и отметить окраску индикаторов в кислой среде.
Результаты опыта записать в таблицу.
|
Индикатор |
Среда |
||
|
Кислая pH<7 |
Нейтральная pH=7 |
Щелочная pH>7 |
|
|
Универсальная индикаторная бумага |
|||
|
Метиловый оранжевый |
|||
|
Фенолфталеин |
Опыт 2. Определение pH растворов кислот и оснований
В чашку Петри положить полоску универсального индикатора, нанести на него 1…2 капли испытуемого раствора, предложенного преподавателем, и тотчас же сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора.
Опыт 3. Гидролиз солей
В чашке Петри разместить пять полосок универсального индикатора для определения рН пяти растворов: хлорида магния, сульфата меди (II), хлорида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия. Для этого одну каплю раствора нанести на полоску и сравнить окраску бумаги со шкалой универсального индикатора. Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.
Опыт 4. Равновесие реакции гидролиза
Налить в пробирку 10 капель 0,5 н раствора ацетата натрия и одну каплю фенолфталеина. Осторожно нагреть раствор до кипения наблюдать и появления розовой окраски. При охлаждении раствора окраска снова исчезает. Написать уравнение реакций гидролиза ацетата натрия. Дать объяснение наблюдаемым явлениям.
Опыт 5. Необратимый гидролиз
В пробирке к 4 каплям раствора соли алюминия прибавить 8 капель раствора карбоната натрия. Наблюдать выпадение белого аморфного осадка и выделение газа. Убедитесь, что в осадке находится Al(OH)₃. Для этого осадок разделить на две части, одну из них обработать соляной кислотой, а другую – раствором едкого натрия. Составить уравнения реакций.
Контрольные вопросы
5) NiSO₄; 6) Na₂B₄O₇.
Указать: 1) какие из растворов имеют кислую среду? 2) какие растворы имеют щелочную среду? 3) какие растворы имеют pH = 7?
7. Если к растворам солей хлорида бария, сульфата меди (II), нитрата алюминия прилить раствор карбоната натрия, в первом случае выпадает осадок карбоната бария, во втором случае – основная соль (СuOH)₂CO₃, а в третьем случае – Al(OH)₃. Объяснить данное явление и написать уравнения реакций.
8. Электродные потенциалы металлов.
Гальванические элементы. Электролиз
Понятие об электродных потенциалах. Электродным потенциалом называют скачок потенциала, возникающий на границе «металл-раствор» электролита. На границе «металл-раствор» существует подвижное равновесие, которое можно выразить уравнением
М ⇄ Мn+ + n e⁻ (9).
Ионы металла гидратируются (10), и суммарное равновесие можно представить
Мn⁺ + m H₂O ⇄ Мn⁺(H₂O)m ; (10)
М + m H₂O ⇄ Мn⁺(H₂O)m + n e⁻. (11)
Переход ионов металла в раствор сопровождается потерей электронов атомами металла, т.е. является процессом окисления. Обратный процесс – превращения гидратированных ионов металла в атомы – процесс восстановления.
Состояние равновесия (11) зависит от величины энергии ионизации атома и концентрации его ионов в растворе. Если концентрация ионов в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие (11) смещается вправо, ионы металла переходят в раствор, электроны же остаются на поверхности металла, обуславливая его отрицательный заряд по отношению к раствору. По мере дальнейшего перехода ионов металла в раствор отрицательный заряд на поверхности металла увеличивается.
Увеличивается и скачок потенциала на границе металл – раствор электролита, пока не устанавливается равновесие (11) с соответствующим ему потенциалом.
Для неактивных металлов равновесная концентрация [Мn+] в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор его соли с концентрацией ионов большей, чем равновесная (11), то наблюдается обратный процесс перехода ионов из раствора в металл. В этом случае поверхность металла получит положительный заряд, а раствор – отрицательный за счет анионов, остающихся в растворе.
Равновесию реакции окисления-восстановления (11) отвечает потенциал Ем, называемый электродным потенциалом (ЭП). Значение Ем количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т.е. его восстановленные свойства.
Ем зависит от свойств металла, концентрации ионов и температуры, измеряется в вольтах. Эта зависимость выражается формулой Нернста
Ем = Е0м + · ln[Mn+(Н2O)m] , (12)
где Ем0 – стандартный потенциал при [Мn+(Н₂O)m] = 1, в вольтах (в) (приложение 3);
R – универсальная газовая постоянная 8,3144 Дж/(моль К);
T – температура абсолютная , ⁰K;
n – зарядность иона металла;
F – константа Фарадея (96478 K);
Если в формулу (12) подставим значения R, F и Т (25°С) и заменим натуральный логарифм десятичным, то получим
Ем = Ем° + lg [ Мn+(H₂О)m .
Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не существует, обычно определяют относительные электродные потенциалы. С этой целью измеряют ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода, ЭП которого условно принимают за нуль, и электрода исследуемого металла.
Гальванический элемент. Гальванический элемент – это химический источник электрической энергии, которая получается за счёт окислительно-восстановительного процесса. При этом реакция окисления происходит на одном электроде (аноде), а реакция восстановления – на другом (катоде). Роль анода играет металл с более низким значением электродного потенциала (Еа<Ек).
Соединив с водородным электродом в гальванический элемент другой полуэлемент, можно определить ЭДС, а по ней – относительный стандартный потенциал данной пары.
ЭДС (Е) гальванического элемента равна разности электродных потенциалов катода и анода:
Е = ЕК ЕА.
Разность потенциалов в цепи
Ме°/ Меn⁺ // H₀₂ / 2 H⁺
при активности ионов металла, равной 1 моль/л и температуре 25°С, называют стандартным электродным потенциалом металла (Е°Меn+ / Ме°).
Например, в элементе Zn2⁺ / Zn⁰ // 2 H⁺/ H₂
– (анод) (катод) +
ЭДС, определяемая вольтметром, равна
ЭДС = Е⁰ 2H+/H2 — Е°Zn₂⁺ / Zn = 0 —( — 0,76) = 0,76 В.
Положительный знак имеют электроды, которые по отношению к стандартному водородному электроду заряжены положительно.
Располагая металлы в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов:
Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
В этот ряд всегда помещают, кроме металлов, также водород. Значения стандартных электродных потенциалов металлов приведены в приложении 2.
Последовательность металлов, приводимая в ряду напряжений, сохраняется только для стандартных условий при отсутствии посторонних электролитов в растворе.
Чем меньше Е°, тем сильнее выражена восстановительная способность металлов и тем слабее проявляются окислительные свойства ионов этих металлов в водных растворах.
Чем больше Е°, тем слабее восстановительная способность металлов и тем сильнее выражены окислительные свойства их ионов.
Из ряда напряжений следуют выводы:
Электролиз солей. Окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающию электролит, называются электролизом. Химические реакции, протекающие при электролизе, осуществляются за счёт энергии электрического тока, подведённого извне. Следовательно, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся анионы.
Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия.
В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы Na⁺ и Cl⁻. При подключении напряжения к электродам через расплав протекает электрический ток. Это происходит вследствие того, что катионы подходят к катоду, получают электрон и превращаются в атомы:
Na⁺ + ē = Na,
а к аноду подходят хлорид-ионы, отдают по одному электрону и также превращаются в атомы:
Cl⁻ + ē = Cl.
Суммарное уравнение электролиза
2 NaCl = 2 Na + Cl₂.
Электролиз водных растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.
Катодные процессы в водных растворах при электролизе не зависят от материала катода, а только от природы катиона (см. таблицу ниже).
|
Электрохимический ряд напряжений металлов |
|||
|
Li, K, Ca, Na, Mg, Al |
Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb |
H |
Cu, Hg, Ag, Pt, Au |
|
Меn⁺ не восстанавлива-ется (остаётся в растворе) 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻ |
Меn⁺ + nē = Me° 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻ |
Men⁺ + nē = Me° |
Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона (см. таблицу ниже).
|
Анод |
Кислотный остаток Аm⁻ |
|
|
бескислородный |
кислородсодержащий |
|
|
Нерастворимый (инертный) уголь, графит, платина, золото |
J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻) Аm⁻ – m ē = A° |
OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻ и F⁻ В щелочной среде: 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О в кислой среде и нейтральной 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺ |
|
Растворимый |
Окисление металла анода Ме° – nē = Men⁺ анод раствор |
Например, в процессе электролиза NaCl в водном растворе в электролитической ванне накапливается NaOH, а у электродов выделяются H₂ и Cl₂. Суммарное уравнение электролиза 2 NaCl + 2 H₂O = H₂ + Cl₂ + NaOH.
Лабораторная работа
Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
Электролиз
Изучение ряда активности металлов; процессов, протекающих в гальваническом элементе и при электролизе.
Оборудование и реактивы
Гальванический элемент. Штатив с пробирками, фильтровальная бумага. Электролизёр с графитовыми электродами. Металлический цинк. Железные пластинки. Растворы (1…2 Н): сульфата цинка, сульфата железа (II), сульфата натрия, хлорида олова (II), нитрата свинца, сульфата меди, соляной кислоты, хлорида натрия, йодида калия. Фенолфталеин. Крахмальный клейстер. Лакмус.
Опыт 1. Активность металлов
В пять пробирок внести по 12…15 капель растворов нижеследующих солей: в первую – сульфата цинка, во вторую – сульфата железа (II), в третью – хлорида олова (II), в четвёртую – нитрата свинца, в пятую – сульфата меди. Во все растворы ( за исключением соли цинка ) опустить на 2…3 минуты по узкой пластинке металлического цинка. Что происходит на поверхности цинка во всех пробирках? Написать уравнения реакций и указать в каждом случае направление перехода электронов. Затем то же самое повторить с железными пластинками.
Опыт 2. Ряд напряжений
В три пробирки налить по 2…3 мл раствора соляной кислоты. В одну пробирку поместить кусочек цинка, в другую меди, в третью олова. Какие металлы вытесняют водород из раствора кислоты? Дать объяснение.
Опыт 3. Электролиз раствора хлорида натрия
Присоединить к каждому электроду батарейки по кусочку провода. Положить на стекло фильтрованную бумагу. На бумагу нанести 1…2 капли раствора хлорида натрия и 1…2 капли раствора фенолфталеина. Свободные концы проводов прижать к смоченной фильтрованной бумаге на некотором расстоянии друг от друга. У какого полюса появилось красное окрашивание? Объяснить наблюдаемое явление.
Опыт 4. Электролиз раствора йодида калия
В U – образную трубочку налить раствор йодистого калия и в оба колена добавить по 5…6 капель фенолфталеина и крахмального клейстера. Опустить в него графитовые электроды и присоединить последние к батарейке. Отметить изменение цвета раствора около катода и анода. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Почему окрасились растворы в катодном и анодном пространстве? Окисление или восстановление йода произошло на аноде?
Опыт 5. Электролиз раствора сульфата меди
В электролизёр налить 0,5 М раствор сульфата меди (II). Опустить в оба колена электролизёра угольные электроды, присоединить их к источнику постоянного тока и пропускать ток в течение 5-10 мин. К раствору на анодном участке добавить раствор лакмуса. Отметить окраску раствора. Составить уравнения реакций, протекающих на электродах. Промыть электроды и электролизёр.
Опыт 6. Электролиз раствора сульфата натрия
В электролизёр налить 0,5 М раствор сульфата натрия, прибавить в оба колена сосуда по 3-4 капли раствора лакмуса и пропускать ток в течение 5-10 минут. Как изменится окраска раствора на катодном и анодном участках? Какие газы выделяются на электродах? Написать уравнения электродных процессов.
Контрольные вопросы и упражнения
9. Дисперсные системы
Дисперсными называются системы, компоненты которых равномерно распределены друг в друге. Слово дисперсный означает рассеянный, раздробленный. В дисперсных системах различают дисперсную фазу и дисперсионную среду. Дисперсная фаза – это совокупность частиц, равномерно распределённых в непрерывной дисперсионной среде.
Свойства дисперсной системы определяются размерами частиц дисперсной фазы или дисперсностью. Дисперсностью (Д) называется величина, обратная среднему диаметру частиц:
, м-1 .
По степени дисперсности все дисперсные системы принято разделять на две группы:
r = 0,001 ÷ 0,1 мкм);
Коллоидные растворы по размерам частиц дисперсной фазы занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами. Напомним, что истинные растворы представляют собой системы с размерами частиц менее 1 нм (Д > 10⁹м⁻¹), состоящие из молекул или ионов растворённого вещества. Их следует рассматривать как однофазную систему.
Коллоидные растворы также называют золями. Они подразделяются на лиофобные (гидрофобные) и лиофильные (гидрофильные). Гидрофобными золями называются коллоидные растворы, в которых взаимодействие (сольватация, гидратация) между дисперсной фазой и средой отсутствует или выражено очень слабо.
Если это взаимодействие выражено сильно, то такие коллоидные растворы называют гидрофильными. В этих системах частицы дисперсной фазы окружены сольватной (гидратной) оболочкой, состоящей из молекул дисперсионной среды.
Коллоидные частицы иногда образуют структурированные студнеобразные системы, называемые гелями. Их строение напоминает своеобразную тончающую трёхмерную сетку (каркас), петли которой образованы дисперсной фазой, а мельчайшие ячейки заполнены средой.
При удалении среды из лиофобных (необратимых) гелей образуется пористая структура типа пемзы (пористой губки), пронизанная множеством мелких капилляров.
При набухании дисперсной фазы получаются лиофобные гели, обычно называемые студнями. От лиофобных гелей они отличаются обратимостью, т.е. способностью после высушивания к набуханию в растворителе. Они могут существовать, не разрушаясь, длительное время.
Различают кинетическую и агрегативную устойчивость дисперсных систем.
Кинетическая устойчивость связана со способностью частиц дисперсной фазы к самостоятельному тепловому движению в растворе, которое хорошо известно под названием броуновского движения. В суспензиях и эмульсиях, характеризующихся наибольшими размерами частиц, броуновское движение происходит слабо. Поэтому кинетическая устойчивость их очень мала: частицы суспензий, в зависимости от плотности, или оседают на дно, или всплывают на поверхность. Коллоидные растворы по кинетической устойчивости занимают промежуточное положение между истинными растворами и суспензиями и эмульсиями.
Агрегативная устойчивость выражается в том, что частицы дисперсной системы не укрупняются (не слипаются) при столкновении друг с другом. Золь, лишённый агрегативной устойчивости, коагулирует, т.е. частицы слипаются в более крупные агрегаты, которые выпадают из коллоидного раствора. Агрегативная устойчивость коллоидных систем обусловлена тем, что на поверхности раздела происходит адсорбция ионов (молекул) из дисперсионной среды. На частицах адсорбируются ионы одного знака, и заряженные одноимённые частицы отталкиваются друг от друга, благодаря чему не происходит их агрегация.
Мицелла. Отельные частицы коллоидных систем называются мицеллами. Получим мицеллу, например, коллоидного раствора иодида серебра, реакцией взаимодействия нитрата серебра с избытком иодида калия.
Ag⁺ + NO₃⁻ + K⁺ + J⁻ = AgJ + K⁺ + NO₃⁻;
m AgJ + n KJ = {m [AgJ] nJ⁻ (n – x)K⁺}⁻xK⁺.
ядро адсорбционный диффузион-
слой ный слой
частица (гранула)
мицела
Мицелла иодида серебра состоит из частицы (гранулы), заряженной отрицательно {m [AgJ]nJ⁻(n – x)K⁺}⁻, и диффузионной зоны (или противоионов) xK⁺. Гранула, заряд которой определяется электрофорезом, содержит ядро m[AgJ] и адсорбционную зону, слагающуюся из иодид-ионов nJ и (n-х) ионов калия K+. Так как n>(n-х), то заряд гранулы в целом отрицательный. В зависимости от концентрации исходных растворов и условий коэффициенты n,m и х могут изменяться в широких пределах. А мицела в избытке нитрата серебра имеет следующее строение {m[AgJ]nAg+ (n – x)NO3}+x NO3.
Коагуляция – это процесс слипания частиц в коллоидных системах с образованием более крупных агрегатов. Она наступает при нарушении агрегативной устойчивости дисперсной системы и приводит в итоге к образованию отдельных хлопьев, выпадающих в осадок (седиментация), в результате чего содержание частиц в основном объеме системы становится незначительным.
Поверхностные явления. Поглощение вещества одной фазы другой фазой называют сорбцией, поглощающее вещество сорбентом, а поглощаемое – сорбтивом. Изменение концентрации вещества на границе раздела фаз называют поверхностным поглощением или адсорбцией. Иногда поглощение одного вещества другим не ограничивается поверхностным слоем, а происходит во всём объёме сорбента. Такой процесс называют объёмным поглощением, или абсорбцией.
Грубодисперсные системы. Эмульсии. Эмульсией называется система, состоящая из двух взаимно не растворимых жидких фаз, одна из которых распределена в другой в виде мельчайших капелек.
Название эмульсии составляется таким образом: сначала указывают дисперсную фазу, а затем дисперсионную среду. Например, если говорят: “эмульсия бензола в воде”, то это означает, что бензол в виде капелек распределён в воде.
Как правило, эмульсии получают диспергированием (дроблением) одной жидкости в другой. При этом не получается устойчивой эмульсии, так как образующиеся капельки, сталкиваясь друг с другом, слипаются − коалесцируют, и эмульсия быстро расслаивается. Образование устойчивых эмульсий возможно только в присутствии стабилизаторов – эмульгаторов. Эмульгатор, как правило, должен быть поверхностно-активным веществом (ПАВ).
Концентрированные эмульсии имеют ячеистую структуру, напоминающую пчелиные соты.
Эмульсии, как правило, неустойчивы и разрушаются при хранении.
Пены. Пеной называется дисперсная система, состоящая из ячеек, заполненных газом и отделённых друг от друга плёнкой жидкости очень малой толщины.
Изменение структуры пены с течением времени происходит вследствие вытекания из неё жидкости и разрыва плёнок. Разрушение пен можно ускорить введением в них ПАВ, не образующих прочные гелеобразные слои.
Суспензии – это дисперсные системы, представляющие собой взвеси твёрдых частиц в жидкостях; концентрированные суспензии называются иногда пастами. Частицы суспензии – это мелкие кристаллики, практически нерастворимые в окружающей их жидкости.
Неустойчивость суспензий выражается в осаждении твёрдой фазы – седиментации, скорость которой зависит от размеров частиц, температуры и вязкости среды. Для повышения устойчивости суспензий вводятся стабилизаторы (электролиты) и ПАВы. Например, мыло (ПАВ) образует на поверхности капелек масла плёнку и препятствует их слиянию, а также уменьшает поверхностное натяжение.
Лабораторная работа
Дисперсные системы
Цель работы
Штатив с пробирками. Пробиркодержатель. Спиртовка. Стеклянная палочка. Зеркало. Лупа. Мел (порошок). Масло. Растворы: мыла (1%), хлорида железа(III) (0,5 М), сульфата натрия (0,5 М), хлорида натрия (0,5 М и насыщенный).
Налить в пробирку до половины ее объема дистиллированную воду, внести в нее один шпатель растертого в порошок мела и сильно взболтать. Наблюдать постепенное расслоение полученной суспензии. Перенести стеклянной палочкой 2...3 капли мутной жидкости на зеркало и рассмотреть суспензию через лупу. Что представляет собой эта суспензия? Что является в данной суспензии дисперсной фазой и дисперсионной средой?
В две пробирки до половины их объёма налить воду и в каждую внести по 8...10 капель масла. В одну из пробирок добавить 10 капель 1 % раствора мыла. Обе пробирки плотно закрыть пробками и сильно встряхнуть. В какой из пробирок получается стойкая эмульсия? Почему?
Опыт 3. Получение коллоидного раствора гидроксида железа (III)
В большую пробирку ёмкостью 50 мл налить 20 мл дистиллированной воды. Нагреть на спиртовке до кипения. В приготовленную воду при перемешивании стеклянной палочкой постепенно ввести 30 капель раствора хлорида трехвалентного железа. Полученный раствор снова нагреть и кипятить в течение 1...2 минут. Отметить цвет образовавшегося золя гидроксида железа. Сохранить пробирку с раствором до следующего опыта. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций гидролиза хлорида железа, протекающих при данных условиях до образования гидроксида железа. Учитывая, что гидролиз обратим и часть хлорида железа остаётся в растворе, указать те ионы, которые должны адсорбироваться на поверхности коллоидной частицы гидроксида железа. Написать структуру мицелы гидроксида железа. Каков знак заряда её гранул?
Налить в 3 пробирки до половины их объема полученный в опыте 3 золь гидроксида железа (III) (остаток золя сохранить). В одну пробирку добавить 1...2 капли 0,5 М раствора сульфата натрия, в другую 1 ...2 капли 0,5 М раствора хлорида натрия, в третью - насыщенный раствор хлорида натрия до появления мути. От действия какого реактива золь гидроксида железа мутнеет? Объяснить, почему золь гидроксида железа мутнеет при добавлении электролитов. Учитывая знак заряда гранулы гидроксида железа, указать те ионы, которые вызвали коагуляцию. Какой из этих ионов проявил наибольшую способность? Чем это объяснить?
Контрольные вопросы
1. Какие дисперсные системы называются: а) лиофильными; б) лиофобными ?
2. Дать определение дисперсных систем: а) пена; б) взвеси; в) суспензии;
г) эмульсии.
8. Каково строение мицеллы коллоидного раствора сульфата бария, полученного реакцией взаимодействия а) хлорида бария с избытком сульфата натрия; б) сульфата натрия с избытком хлорида бария ?
Список литературы
Приложение 1
Коэффициенты активности ионов при ионных силах раствора
|
Ионная сила раствора I |
Заряд иона z |
Ионная сила раствора I |
Заряд иона z |
||||
|
1 |
2 |
3 |
1 |
2 |
3 |
||
|
0,001 |
0,98 |
0,78 |
0,73 |
0,1 |
0,81 |
0,44 |
0,16 |
|
0,002 |
0,97 |
0,74 |
0,66 |
0,2 |
0,80 |
0,41 |
0,14 |
|
0,005 |
0,95 |
0,66 |
0,55 |
0,3 |
0,81 |
0,42 |
0,14 |
|
0,01 |
0,92 |
0,60 |
0,47 |
0,4 |
0,82 |
0,45 |
0,17 |
|
0,02 |
0,90 |
0,53 |
0,37 |
0,5 |
0,84 |
0,50 |
0,21 |
|
0,05 |
0,84 |
0,50 |
0,21 |
Приложение 2
Термодинамическая константа растворимости (произведение растворимости) труднорастворимых в воде электролитов при 25 0С
|
Электролит |
К0S (ПР) |
Электролит |
К0S (ПР) |
|
AgBr |
6,310-13 |
Cu(OH)2 |
2,210-20 |
|
AgCl |
1,810-10 |
CuS |
6,010-36 |
|
Ag2CrO4 |
4,010-12 |
Fe(OH)2 |
1,010-15 |
|
AgJ |
1,110-16 |
Fe(OH)3 |
3,810-38 |
|
Ag2S |
5,910-50 |
FeS |
5,010-18 |
|
Ag2SO4 |
2,010-5 |
HgS |
1,610-52 |
|
BaCO3 |
4,910-9 |
MnS |
2,510-10 |
|
BaSO4 |
1,110-10 |
PbCl2 |
2,010-5 |
|
CaCO3 |
5,010-9 |
PbBr2 |
9,110-6 |
|
CaC2O4 |
1,810-9 |
PbCrO4 |
1,810-14 |
|
CaF2 |
4,010-11 |
PbI2 |
8,010-9 |
|
CaSO4 |
1,110-5 |
PbS |
1,010-27 |
|
Ca(OH)2 |
3,110-5 |
PbSO4 |
1,610-8 |
|
Ca3(PO4)2 |
1,010-29 |
SrSO4 |
3,210-7 |
|
Cd(OH)2 |
2,610-14 |
Zn(OH)2 |
1,010-17 |
|
CdS |
7,910-27 |
ZnS |
1,610-24 |
Приложение 3
Стандартные электродные потенциалы металлов
(ряд напряжений металлов)
|
Электрод |
Электродная реакция |
, в |
||
|
Li+/Li Rb+/Rb K+/K Cs/Cs+ Ba2+/Ba Sr2+/Sr Ca2+/Ca Na+/Na Ac3+/Ac La3+/La Y3+/Y Mg2+/Mg Se3+/Se Be2+/Be Hf4+/Hf Al3+/Al Ti2+/Ti Zr4+/Zr Mn2+/Mn V2+/V Nb3+/Nb Zn2+/Zn Cr3+/Cr Ga3+/Ga Fe2+/Fe Cd2+/Cd In2+/In Tl+/Tl Co2+/Co Ni2+/Ni Mo3+/Mo Sn2+/Sn Pb2+/Pb W3+/W Fe3+/Fe H+/½H2 |
Окислительная (электронно-акцепторная) активность ионов возрастает |
Li+ + ē = Li Rb+ + ē = Rb K+ + ē = K Cs+ + ē = Cs очень активные Ba2+ + 2ē = Ba Sr2+ + 2ē = Sr Ca2+ + 2ē = Ca Na+ + ē = Na Ac3+ + 3ē = Ac La3+ + 3ē = La Y3+ + 3ē = Y Mg2++ 2ē = Mg Se3+ + 3ē = Se Be2++ 2ē = Be Hf4+ + 4ē = Hf Al3++ 3ē = Al Ti2+ + 2ē = Ti активные Zr4+ + 4ē = Zr Mn2++ 2ē = Mn V2+ + 2ē = V Nb3+ + 3ē = Nb Zn2++ 2ē = Zn Cr3++ 3ē = Cr Ga3+ + 3ē = Ga Fe2++ 2ē = Fe Cd2+ + 2ē = Cd In2+ + 2ē = In Tl+ + ē = Tl Co2++ 2ē = Co Ni2++ 2ē = Ni малоактивные Mo3+ + 3ē = Mo Sn2+ + 2ē = Sn Pb2++ 2ē = Pb W3+ + 3ē = W Fe3++ 3ē = Fe H++ ē = ½H2 |
Восстановительная (электронно-донорная) активность атома возрастает
|
-3,045 -2,925 -2,924 -2,923 -2,905 -2,888 -2,866 -2,714 -2,600 -2,522 -2,372 -2,363 -2,077 -1,847 -1,700 -1,663 -1,603 -1,539 -1,179 -1,175 -1,100 -0,763 -0,744 -0,530 -0,440 -0,403 -0,340 -0,336 -0,277 -0,250 -0,200 -0,136 -0,126 -0,050 -0,040 0 |
|
Продолжение приложения 3 |
||||
|
Электрод Электродная реакция , в |
||||
|
Ge2+/Ge Sb3+/Sb Bi3+/Bi Re3+ /Re Cu2+/Cu Te2+/Te Ru2+/Ru Rh2+/Rh Hg22+/½Hg Ag+/Ag Hg2+/Hg Os2+/Os Pd2+/Pd Ir3+/Ir Pt2+/Pt Au3+/Au Au+/Au |
Окислительная (электронно-акцепторная) активность ионов возрастает |
Ge2+ +2ē = Ge Sb3+ + 3ē = Sb Bi3+ + 3ē = Bi Re3+ + 3ē = Re Cu2++ 2ē = Cu Te2+ + 2ē = Te Ru2+ + 2ē = Ru Rh2+ + 2ē = Rh Hg22++ 2ē = ½Hg пассивные Ag++ ē = Ag Hg2++ 2ē = Hg Os2++ 2ē = Os Pd2++ 2ē = Pd Ir3+ + 3ē = Ir Pt2++ 2ē = Pt Au3+ + 3ē = Au Au+ + ē = Au |
Восстановительная (электронно-донорная) активность атома возрастает |
+0,050 +0,150 +0,215 +0,300 +0,337 +0,400 +0,450 +0,600 +0,798 +0,799 +0,850 +0,850 +0,987 +1,150 +1,188 +1,498 +1,680 |
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при 25 0С)
Формула |
К*i |
Ka |
Формула |
К*i |
Ka |
|
|
H3BO3 |
K1 |
7,1 1010 |
H2S2O6 |
K1 |
6,3 101 |
|
|
H2B4O7 |
K1 |
1,8 104 |
K2 |
4,0 104 |
||
|
K2 |
2,0 108 |
H2SO3 |
K1 |
1,4 102 |
||
|
CO2 (aq)+H2O |
K1 |
4,5 107 |
K2 |
6,2 108 |
||
|
K2 |
4,8 1011 |
H2SO4 |
K1 |
- |
||
|
HCOOH |
K1 |
1,8 104 |
K2 |
1,15 102 |
||
|
CH3COOH |
K1 |
1,74 105 |
H2Se |
K1 |
1,3 104 |
|
|
CH2ClCOOH |
K1 |
1,4 103 |
K2 |
1,0 1011 |
||
|
CCl3COOH |
K1 |
2,0 101 |
H2SeO3 |
K1 |
1,8 103 |
|
|
H2C2O4 |
K1 |
5,6 102 |
K2 |
3,2 109 |
||
|
K2 |
5,4 105 |
H2SeO4 |
K1 |
- |
||
|
HCN |
K1 |
5,0 1010 |
K2 |
1,2 102 |
||
|
H2SiO3 |
K1 |
1,3 1010 |
H2Te |
K1 |
2,3 103 |
|
|
H4GeO4 |
K1 |
7,9 1010 |
K2 |
6,9 1013 |
||
|
K2 |
2,0 1013 |
H2TeO3 |
K1 |
2,7 103 |
||
|
HN3 |
K1 |
2,0 105 |
K2 |
1,8 108 |
||
|
HNO2 |
K1 |
5,1 104 |
H6TeO6 |
K1 |
2,45 108 |
|
|
H3PO2 |
K1 |
5,9 102 |
K2 |
1,1 1011 |
||
|
H3PO3 |
K1 |
3,1 102 |
K3 |
1,1 1015 |
||
|
K2 |
1,6 107 |
HF |
K1 |
6,2 101 |
||
|
H3PO4 |
K1 |
7,1 103 |
HCl |
- |
- |
|
|
K2 |
6,2 108 |
HBr |
- |
- |
||
|
K3 |
5,0 1013 |
HI |
- |
- |
||
|
H3BO3 |
K1 |
6,3 103 |
HNO3 |
- |
- |
|
|
K2 |
1,6 103 |
HClO |
- |
2,95 108 |
||
|
K3 |
5,4 108 |
HClO2 |
- |
1,1 102 |
||
|
K4 |
9,3 1011 |
HClO3 |
- |
- |
||
|
H3AsO3 |
K1 |
5,9 1010 |
HClO4 |
- |
- |
|
|
H3AsO4 |
K1 |
5,6 103 |
HBrO |
- |
2,2 109 |
|
|
K2 |
1,7 107 |
HBrO3 |
- |
2,0 101 |
||
|
K3 |
2,95 1012 |
HIO |
- |
2,3 1011 |
||
|
H2O2 |
K1 |
2,0 1012 |
HIO3 |
- |
1,7 101 |
|
|
H2S |
K1 |
1,0 107 |
H5IO6 |
K1 |
2,45 102 |
|
|
K2 |
2,5 1013 |
K2 |
4,3 109 |
|||
|
H3S2O3 |
K1 |
2,5 101 |
K3 |
1,0 1015 |
||
|
K2 |
1,9 102 |
H2Cr2O7 |
K2 |
2,3 102 |
||
|
H2MnO4 |
K1 |
~101 |
H2CrO4 |
K1 |
1,6 101 |
|
|
K2 |
7,1 1011 |
K2 |
3,2 107 |
|||
|
NH4OH |
K1 |
1,8 105 |
Учебное издание
Сухарева Ирина Александровна
Мазитова Алия Карамовна
Часть 1