Лабораторный практикум по специальным разделам химии

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО МОРСКОГО И РЕЧНОГО ТРАНСПОРТА
МОРСКОЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
имени адмирала Г. И. Невельского
В. Я. Шапкина, Г.П. Щетинина, Н.В. Петроченкова
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО СПЕЦИАЛЬНЫМ РАЗДЕЛАМ ХИМИИ
Рекомендовано методическим советом МГУ им. адм. Г.И. Невельского
в качестве учебного пособия для специальности 28010165
Владивосток
2007
УДК 54 (076)
Шапкина В.Я., Щетинина Г.П., Петроченкова Н.П. Лабораторный практикум по
специальным разделам химии: Учеб. пособие. – Владивосток: МГУ им. Невельского,
2007. – 65с.
Пособие соответствует дисциплине ЕН.Ф.04 «Химия», направление №28010165
«Безопасность жизнедеятельности в техносфере» высшего и профессионального
образования, для подготовки инженеров.
Включены специальные разделы курса: качественный и количественный анализы
веществ, коллоидные растворы, адсорбция, термохимия, свойства металлов побочных
подгрупп.
Пособие предназначено для студентов 1-го курса специальности «Безопасность
жизнедеятельности в техносфере».
Табл. 4. Ил. 2. Библиогр.: 3 назв.
Рецензенты:
В.И. Бессонова, к.х.н., профессор
кафедры неорганической химии ДВГУ;
Калинина К.А., к.х.н.,
зав. кафедрой химии ДВГТУ
©Шапкина В.Я., Щетинина Г.П.,
Петроченкова Н.В., 2007
©МГУ им. адм. Г.И. Невельского, 2007
Введение
Лабораторные работы являются одной их важнейших составных частей
курса химии. Для их выполнения студенты должны ознакомиться с
лабораторным оборудованием, измерительными приборами, правилами
техники безопасности.
«Лабораторный практикум по специальным разделам химии» включает
работы по специальной части курса: по химии металлов побочных подгрупп,
коллоидным растворам, качественному анализу основных ионов,
содержащихся в воде, жесткости воды, окисляемости и др.
Большинство работ имеют лишь краткое теоретическое вступление,
поэтому для подготовки к занятиям необходимо изучить учебник или
лекции.
Таблицы, необходимые практически для каждой лабораторной работы
даются в Приложении.
При выполнении работ студенты знакомятся с измерительными
приборами (УЛК – Термохимия) и некоторыми методами исследования
(титрование и др.). Все работы выполняют индивидуально, каждый
оформляет отчет по своим результатам.
При оформлении отчета записывают дату, номер, название работы и
опыта, краткий конспект теоретического материала, краткое описание хода
работы, наблюдение и результаты, полученные при его выполнении.
3
Лабораторная работа №1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ, КАЛЬЦИЕВОЙ И КАРБОНАТНОЙ
ЖЕСТКОСТИ
Цель работы: проведение анализа воды на содержание в ней ионов
жесткости.
Жесткость – один из технологических показателей, принятых для
характеристики состава и качества природных вод.
Жесткой называют воду с повышенным содержанием в ней ионов Ca2+ и
Mg2+. Общая жесткость воды по катионному составу определяется суммой
кальциевой (ЖСа) и магниевой (ЖMg) жесткости.
Концентрация ионов Ca2+ и Mg2+, эквивалентная содержанию в воде
анионов гидрокарбоната, HCO3–, определят карбонатную жесткость (ЖК), или
временную жесткость воды, а концентрация ионов Ca2+ и Mg2+,
эквивалентная остальным анионам (SO42–, CO32–, Cl–-), – некарбонатную
(ЖНК), или постоянную жесткость. Таким образом, общая жесткость воды
равна:
ЖСа + ЖMg = Ж0 = ЖНК + ЖК.
Измеряют жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов жесткости
2+
(Ca и Mg2+) в 1 л воды (ммоль⋅экв/л). 1 моль⋅экв ЖСа соответствует
молярной массе эквивалента иона кальция:
МЭ(Са2+) = ½ МИ (Са2+) = 40,08 / 2 = 20,04 г/моль.
1 моль⋅экв ЖMg соответствует молярной массе эквивалента иона магния:
МЭ(Mg2+) = ½ МИ (Mg2+) = 24,30 / 2 = 12,15 г/моль.
Жесткость воды рассчитывают по формуле:
Ж = m/(MЭ⋅V),
где m – масса вещества, обусловливающего жесткость воды или
применяемого для устранения жесткости воды, мг;
МЭ – эквивалентная масса данного вещества, мг/ммоль;
V – объем воды, л;
МИ – молярная масса иона.
(Ж0
Различают воду мягкую (Ж0 до 2 ммоль⋅экв/л), средней жесткости
= 2 ÷ 10 ммоль⋅экв/л) и жесткую (Ж0 > 10 ммоль⋅экв/л). Общая жесткость
питьевой воды должна быть не более 7 ммоль⋅экв/л.
Использование природной воды в технике требует ее предварительной
очистки, в том числе умягчения, так как жесткая вода образует накипи на
нагреваемых поверхностях, что вызывает перерасход энергии.
Соли карбонатной (временной) жесткости устраняют при нагревании
воды до 120-150 ºС, при этом образуются осадки карбонатов кальция и
магния (термический метод):
t
Са(НСО3)2 ⎯⎯→
СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О;
t
Мg(НСО3)2 ⎯⎯→ МgСО3↓ + СО2↑ + Н2О;
0
0
4
Соли некарбонатной жесткости удаляют, обрабатывая воду химическими
реагентами – антинакипинами. К антинакипинам относятся:
1. Ортофосфат натрия, Na3PO4⋅12H2O. При обработке воды фосфатами
необходимо поддерживать рН в пределах 10-11, так как только в этих
условиях образуется неприкипающий шлам – гидроксилапатит:
10Са(НСО3)2 + 6Nа3PО4 = Са10(PО4)6(OH)2 + 18NaOH + 20CO2;
2. Карбонат натрия (кальцинированная сода)
СаSO4 + Na2СО3 = СаСО3 + Nа2SО4;
3. Гидроксид натрия (едкий натр)
СаСl2 + 2NaОH = Са(ОH)2 + 2NaС1.
В настоящее время для устранения солей жесткости широко применяют
безреагентные методы, например, метод ионного обмена. При этом методе
применяют различные иониты (ионообменные смолы), которые
подразделяются на катиониты и аниониты. Они представляют собой твердые
материалы, содержащие плохо связанные с основной структурой материала
подвижные, способные к обмену катионы (H+ или Na+) или анионы (OH–) и
прочно связанные между собой высокомолекулярные ионы R. В процессе
ионообменного умягчения воды происходит замена ионов H+, Na+ или OH–
на ионы жесткости:
Мg2+ + 2HR → MgR2 + 2H+;
Са2+ + 2NaR → CaR2 + 2Na+;
HСO3- + ROH → RHCO3 + OH–.
Применяя совместное H – Na-катионирование, можно получить
остаточную жесткость в пределах 0,05-0,005 ммоль⋅экв/л.
При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для этого
применяют метод титрования. Титрование – один из методов объемного
анализа, при котором измеряют объемы растворов взаимодействующих
веществ, причем концентрация одного из растворов известна. Такой раствор
называют стандартным, или титрованным. Его добавляют к раствору
анализируемого вещества до тех пор, пока количество прибавленного
реактива не станет эквивалентно количеству реагирующего с ним
компонента. Этот момент называется точкой эквивалентности. Ее
устанавливают с помощью индикаторов – веществ, резко изменяющих
окраску титруемых растворов вблизи точки эквивалентности.
Для определения общей жесткости воды применяют метод
комплексонометрии – титрования воды раствором комплексона III (трилона
Б) в присутствии аммиачного буфера, создающего рН 10, и индикатора хрома
темно-синего.
Трилон
Б
–
это
двузамещенная
натриевая
соль
этилендиаминтетрауксусной кислоты:
CH 2 COONa
⎡ NaOOCCH 2
⎢
N − CH 2 − CH 2 − N
⎢
⎢⎣ HOOCCH 2
CH 2 COOH
⎤
⎥
⎥
⎥⎦
5
При титровании жесткой воды раствором трилона Б образуется
внутрикомплексное соединение
CH 2 COO ⎤
⎡OOCCH 2
⎢
⎥
N − CH 2 − CH 2 − N
⎢
⎥
⎢⎣OOCCH 2
Ca 2+
CH 2 COO ⎥⎦
2−
при этом ионы Ca2+ связываются во внутренней сфере комплекса. В
конце титрования изменяется окраска раствора, из розового он становится
темно-синим.
При определении кальциевой жесткости титрование воды проводят
трилоном Б в щелочной среде в присутствии индикатора мурексида до
изменения окраски от розовой до фиолетово-синей.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Определение общей жесткости воды
Выполнение работы. В бюретку налейте 0,01 н раствор трилона Б почти
доверху, осторожно слейте до нулевого значения (следите, чтобы нижняя
часть бюретки была заполнена). Отберите мерным цилиндром 10 мл воды и
перенесите ее в коническую колбу. Добавьте 20 мл аммиачного буферного
раствора. Нагрейте на плитке или спиртовке до 60-70 ºС (до появления
видимого пара над поверхностью раствора). Добавьте индикатор хром темносиний на кончике шпателя. Титруйте 0,01 н раствором трилона Б из бюретки
до перехода окраски из розовой в синюю. При титровании раствор в колбе
следует интенсивно перемешивать. Объем трилона Б, пошедший на
титрование, запишите.
Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований
совпадают (ΔV ≤ 0,2 мл), рассчитайте общую жесткость воды. В противном
случае оттитруйте еще раз и найдите средний объем раствора трилона Б,
израсходованный на титрование.
Общую жесткость воды рассчитывают по формуле:
V ⋅ C ⋅ 1000
Ж0 = 2 2
ммоль⋅экв/л,
V1
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора трилона Б, мл;
C2 – молярная концентрация эквивалента раствора трилона Б, моль⋅экв/л;
1000 – коэффициент перевода моль⋅экв/л в ммоль⋅экв/л.
Опыт 2. Определение кальциевой жесткости
Выполнение работы. Подготовьте бюретку к работе так, как в опыте 1.
Отберите мерным цилиндром 10 мл воды и перенесите ее в коническую
колбу. Добавьте 5 мл 2 н раствора NaOH, 30 мл дистиллированной воды и
индикатор мурексид на кончике шпателя. Титруйте 0,01 н раствором трилона
6
Б из бюретки до перехода окраски от розовой до фиолетово-синей. Объем
трилона Б, пошедший на титрование, запишите.
Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований
совпадают (ΔV ≤ 0,2 мл), рассчитайте кальциевую жесткость по формуле:
V ⋅ C ⋅1000
Ж Ca = 2 2
ммоль⋅экв/л,
V1
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора трилона Б, пошедший на титрование, мл;
C2 – молярная концентрация эквивалента раствора трилона Б, моль⋅экв/л;
1000 – коэффициент перевода моль⋅экв/л в ммоль⋅экв/л.
Опыт 3. Определение магниевой жесткости
Выполнение работы. Рассчитайте, используя полученные в опытах 1 и 2
данные, магниевую жесткость воды по формуле ЖMg = Ж0 – ЖCa.
Опыт 4. Определение карбонатной жесткости
Выполнение работы. Отмерить в коническую колбу 100 мл воды
мерным цилиндром.
1. Добавить 2–3 капли метилоранжа.
2. Титровать воду 0,1 н раствором серной кислоты из бюретки при
непрерывном перемешивании содержимого колбы до перехода окраски
индикатора от желтой до розовой. Титрование повторить три раза до
сходимости результатов на 0,2 мл. Для расчета взять средний объем,
пошедший на титрование серной кислоты в мл.
3. Рассчитать карбонатную жесткость по формуле
Жк (ммоль⋅экв/л) = Vcр H2SO4 (мл).
Контрольные вопросы
технологический показатель качества
1. Какой
воды называют
жесткостью?
2. В каких единицах выражается жесткость?
3. Как классифицируют воду по жесткости?
4. Почему карбонатную жесткость называют временной? Какая
жесткость называется постоянной?
5. Какие химические реакции протекают при термическом методе
умягчения воды?
6. Какие реагенты используют при умягчении воды методом осаждения?
Какие реакции протекают?
7. Какой процесс лучше проводить для умягчения воды –
катионирования или анионирования? Почему?
8. Как определяют общую жесткость воды?
7
Лабораторная работа № 2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ КИСЛОРОДА,
РАСТВОРЕННОГО В ВОДЕ
Цель работы: определение содержания растворенного в воде кислорода
иодометрическим методом объемного анализа.
Природная вода широко используется в промышленности и быту. В
результате взаимодействия с окружающей средой (атмосферой, почвой,
растительностью, минералами и т. п.) в воде содержится множество
органических и неорганических веществ.
Все примеси природных вод можно разделить на три группы, в
зависимости от размера частиц: взвешенные или грубодисперсные имеют
размеры более 100 нм, коллоидные – от 1 до 100 нм и истинные, или
молекулярнодисперсные – размером менее 1 нм (молекулы и ионы
растворенных в воде солей, кислот, оснований и газов).
По химическому составу примеси делятся на органические (имеют
сложный состав и находятся в коллоидном или истинно растворенном
состоянии) и неорганические (ионы Na+, Ca+2, Mg2+, K+, Cl–, HCO3– и
молекулы газов N2, CO2, O2).
Кислород сильный окислитель. С увеличением температуры коррозия в
открытой системе с пресной водой сначала увеличивается (до 60-70 ºС), а
затем уменьшается из-за снижения растворимости кислорода в воде. Β
замкнутой системе снижение коррозии не происходит с ростом температуры.
Воздействие кислорода на металл двояко: с одной стороны, кислород –
хороший деполяризатор катодных участков, что увеличивает скорость
коррозии, с другой – пассиватор поверхности металла за счет образования
защитных оксидных пленок. Однако стали пассивируются слабо,
пассивирующая пленка легко разрушается из-за тепломеханических
факторов, особенно при наличии ионов хлора. При этом запассивированные
участки оказываются катодами, а поврежденные места пленки – активными
анодами, возникают локальные гальванопары, что приводит к язвенному
разрушению металла.
Содержание кислорода в воде регламентируется и контролируется. Так,
например, на тепловых электростанциях для воды, из которой
регенерируется водяной пар, норма кислорода 5-10 мкг/кг (в зависимости от
типа парогенератора). Процесс кислородной коррозии протекает особенно
интенсивно при рН < 7.
По Санитарным правилам и нормам охраны поверхностных вод от
загрязнения (СНиП) содержание растворенного кислорода для всех
категорий водопользования должно быть не менее 4 мг/л в любое время года.
Удаление кислорода из воды осуществляется деаэрацией и химическим
восстановлением.
8
Деаэрация основана на использовании закона Генри:
С = К ⋅ Р,
где Р – парциальное давление газа над поверхностью жидкости, кг/см2;
С – концентрация кислорода мл/л;
К – постоянная Генри, называемая коэффициентом растворимости,
мг/(л⋅кгс/см2).
Снижая парциальное давление кислорода, можно снизить его
растворимость в воде. Это достигается уменьшением общего давления газа
или вытеснением данного газа другим газом. В практике используют оба
приема. Например, воду продувают водяным паром, а на второй ступени
дегазации используют термические деаэраторы, в которых конденсат и
добавочную воду доводят до кипения при избыточном давлении 2-4 кгс/см2.
Однако методом деаэрации не удается обеспечить глубокое удаление
кислорода. Последнее достигается с помощью химических методов. В
стационарной энергетике для связывания остаточного кислорода в
питательной воде используют сульфит натрия:
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4.
При этом методе повышается общее солесодержание, что не всегда
желательно. Наиболее распространенными реагентами являются гидразингидрат (N2H4⋅H2O) и гидразин-сульфат (N2H4⋅H2SO4), являющиеся сильными
восстановителями: N2H4 + O2 = N2 + 2H2O.
При этом процессе солесодержание не меняется. К недостатку гидразина
следует отнести его токсичность, поэтому при работе с ним должны
соблюдаться соответствующие правила техники безопасности.
Контроль за содержанием кислорода может осуществляться разными
аналитическими методами.
В настоящей работе рассматривается объемный иодометрический метод
определения концентрации O2, основанный на способности соединений
марганца (MnCl2, MnSO4) количественно связывать кислород в щелочной
среде:
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NаС1;
(2.1)
(2.2)
Mn(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = MnO2⋅2H2O.
Дигидрат диоксида марганца – MnO2⋅2H2O (малорастворимое соединение
коричневого цвета) является сильным окислителем. Он образуется в
количестве, строго эквивалентном количеству содержащегося растворенного
кислорода. Поэтому, определив количество образовавшегося гидрата, можно
рассчитать содержание в воде O2.
Определение MnO2⋅2H2O основано на взаимодействии его с иодидом
калия в кислой среде:
(2.3)
MnO2⋅2H2O + 2KI + 2H2SO4 = MnSO4 + I2 + K2SO4 + 4H2O.
Количество образующегося иода эквивалентно количеству реагирующего
MnO2⋅2H2O. Иодометрическое определение О2 в воде заканчивают
9
титрованием свободного иода раствором тиосульфата натрия в присутствии
крахмала до исчезновения синей окраски:
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI.
(2.4)
Расчет концентрации растворенного кислорода выполняют, исходя из
соотношения:
V1C H1 = V2 C H 2 ,
(2.5)
где V1 – объем анализируемой пробы воды, мл;
V2 – объем Na2S2O3 израсходованного на титрование, мл;
C H – нормальная концентрация кислорода, растворенного в воде,
(нормальная концентрация выражается числом молей эквивалента
растворенного вещества в 1л раствора – С (1/4 О2) моль/л);
C H – нормальная концентрация Na2S2O3 моль/л (0,01 н).
1
2
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение концентрации кислорода, растворенного в воде
Выполнение работы. Отбор пробы. Предварительно откалиброванную
кислородную склянку поставьте в кристаллизатор и с помощью шланга
заполните исследуемой водой доверху с выпуклым мениском. При этом
нужно следить, чтобы кончик шланга находился в объеме отбираемой пробы.
Запишите температуру и приступите к фиксации кислорода.
Фиксация кислорода. В пробу последовательно (используя отдельные
пипетки) внесите по 1 мл MnSO4 и (KI – KOH). 2 мл пробы при этом
сливаются через край, это потери, их необходимо учесть в расчетной
формуле. Склянку закройте пробкой так, чтобы в нее не попали пузырьки
воздуха и поставьте в темное место для оседания осадка.
Запишите наблюдения и уравнения соответствующих реакций (2.1,2.2).
Определение кислорода в пробе. В кислородную склянку к осевшему
осадку (1/3 высоты склянки) не касаясь его и не взмучивая внесите 5 мл
H2SO4 (1: 4) и закройте склянку пробкой, следя за тем, чтобы не образовались
пузырьки воздуха. При этом 5 мл осветленной жидкости вытекают из
склянки, что не имеет значения, так как весь кислород зафиксирован в
осадке. Содержимое склянки перемешайте до полного растворения осадка.
Раствор перелейте в коническую колбу и титруйте раствором тиосульфата
натрия до светло-желтой окраски, затем добавьте 1 мл крахмала и
продолжайте титрование до полного обесцвечивания. Оттитрованный
раствор вылейте в кислородную склянку, и, если наблюдается посинение,
дотируйте до полного обесцвечивания.
Запишите наблюдения и уравнения соответствующих реакций (2.3,2.4).
Вычисления:
O2 =
10
8 N1⋅V 1⋅100
V −2
мг / л,
где: О2 – концентрация кислорода, мг/л,
8 – эквивалент кислорода,
N1 – нормальная концентрация тиосульфата натрия,
V1 – объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование, мл,
V – объем кислородной склянки,
2 – потери на этапе насыщения.
Для перевода концентрации О2 из мг/л в мл/л нужно полученный
результат разделить на 1,428.
Сделайте вывод о проделанной работе.
Контрольные вопросы
1. Дайте характеристику природных вод в зависимости от размера
частиц. К какой группе относится O2?
2. Как характеризуются примеси по химическому составу? К какой
группе относится O2?
3. Чем вызвана необходимость контролировать содержание O2?
4. Напишите уравнение коррозии железа с кислородной деполяризацией.
5. Каков механизм воздействия кислорода на металл?
6. Какие известны методы обескислороживания воды?
7. В чем сущность химических методов обескислороживания воды?
Какие реагенты при этом используются? Какие химические реакции
протекают?
8. Какие соединения количественно связывают O2, растворенный в воде в
ходе анализа? Составьте уравнения реакций.
9. Составьте уравнения реакций, протекающих при титровании
анализируемого раствора иодидом калия в кислой среде. Как
устанавливается конец титрования?
10. Какая реакция протекает при титровании свободного иода раствором
тиосульфата натрия? Как устанавливается конец титрования?
Лабораторная работа №3
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ
Цель работы: определение содержания органических веществ в воде
методом перманганатной окисляемости
В химический состав природных вод кроме минеральных веществ и
растворенных газов входят также органические вещества. Они могут
находиться в истинно растворенной форме, в коллоидном состоянии и в виде
взвесей.
11
В воде водоемов содержится большое количество самых разнообразных
органических соединений. В природных водах обнаружены органические
кислоты (уксусная, масляная и др.), углеводы, белки, аминокислоты, жиры,
фенолы, сложные эфиры, а также витамины, ферменты, антибиотики и
гумусовые вещества.
По происхождению органические вещества могут быть разделены на
аллохтонные, т.е. поступающие извне и автохтонные, образующиеся в самом
водоеме. К аллохтонным веществам относятся гумусовые вещества,
вымываемые из почв, лесной подстилки, торфяников и других объектов, в
которых содержатся растительные остатки. Сюда же относятся органические
вещества, вносимые бытовыми и промышленными сточными водами и
поступающие из атмосферы.
Весь комплекс органических веществ непрерывно трансформируется:
одни вещества распадаются, другие непрерывно образуются. Изучение этого
крайне подвижного комплекса достаточно сложно, поэтому пользуются
косвенными характеристиками.
Наиболее старый метод состоит в определении потери веса при
прокаливании остатка, полученного при выпаривании пробы воды. Широко
распространен метод определения окисляемости, где показателем
содержания органических веществ служит количество кислорода,
израсходованного на их окисление. Различают перманганатную
окисляемость – ПО (окислитель KMnO4) и бихроматную – БО (окислитель
K2Cr2O7). Величина окисляемости выражается в миллиграммах атомарного
кислорода на 1 литр раствора. Принято считать, что при применении
бихроматной окисляемости происходит практически полное (за исключением
некоторых белковых соединений) окисление органических веществ до СО2 и
Н2О. Величину бихроматной окисляемости принято также называть ХПК
(химическое потребление кислорода). При использовании перманганатной
окисляемости биохимически нестойкие вещества окисляются слабо, поэтому,
если не требуется большой точности анализа, то для вычисления содержания
органических веществ результат анализа удваивают.
Как окислитель, перманганат калия лучше всего действует в кислой
среде, взаимодействуя с органическим веществом по реакции:
2КMnO4 + 5H2С2О4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O.
Этот метод применим при концентрации хлорид - ионов до 300 мг/л, т.к.
при большей концентрации хлориды окисляются до свободного хлора,
который сам является сильным окислителем, поэтому смысл метода и
расчетных формул теряется.
Количественная оценка биохимически окисляющихся веществ, сильно
влияющих на кислородный режим водоемов, имеет большое практическое
значение. Эти вещества окисляются в основном аэробными бактериями до
СО2 и Н2О, при этом расходуется кислород. При наличии большого
количества биохимически нестойких веществ может образоваться сильный
дефицит кислорода, гибнут рыбы и низшие аэробные организмы. Если
12
концентрация кислорода приближается к нулю, то начинают развиваться
анаэробные бактерии и водоем загнивает.
Количественной оценкой биохимически нестойких веществ служит
показатель БПК (биохимическое потребление кислорода). Он измеряется по
изменению содержания кислорода в пробе, находящейся в темноте при 20 ºС
за определенный промежуток времени (обычно за 5 суток – БПК5) и
выражается, в отличие от окисляемости, в миллиграммах молекулярного
кислорода на 1 литр раствора.
Для получения представления о преобладании разных групп
органических веществ определяют различные соотношения между их
косвенными характеристиками. Эти соотношения позволяют до некоторой
степени судить о составе органических веществ. Так, например, соотношение
БПК5/ПО показывает долю биохимически нестойких веществ по отношению
к стойким, соотношение ПО/БО – долю биохимически стойких веществ по
отношению к общему количеству органических соединений.
Согласно требованиям к составу и свойствам воды, утвержденным в
санитарных правилах и нормах охраны поверхностных вод от загрязнения
(СниП № 4630 от 4.07.88г.) перманганатная окисляемость должна составлять
не более 3,0 мг/л О2 для водоемов хозяйственно-питьевой категории и не
более 6,0 мг/л О2 для водоемов культурно-бытовой категории.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение окисляемости в пробе воды
Выполнение работы. Отмерьте с помощью мерного цилиндра 100 мл
пробы воды, перенесите в термостойкую колбу, прилейте 5 мл раствора
серной кислоты (1:3) и добавьте из бюретки 15 мл раствора КMnO4. Затем
нагрейте колбу и с момента появления первых пузырьков пара кипятите в
течение 10 мин., наблюдая за окраской раствора.
ВНИМАНИЕ! Смесь воды и серной кислоты при нагревании может
разбрызгиваться. Поэтому необходимо в горлышко колбы вставить
стеклянную воронку.
В процессе кипячения могут произойти следующие изменения
первоначального цвета перманганата:
1.Жидкость обесцвечивается, что свидетельствует о большом содержании
в данном объеме пробы восстанавливающих веществ. В таком случае
определение повторяют и берут меньший объем пробы воды.
2.Жидкость приобретает коричнево-бурый цвет, что свидетельствует о
недостаточном количестве серной кислоты. В таком случае в раствор следует
добавить еще 5 мл H2SO4 и продолжать определение.
3.Жидкость приобретает красноватый оттенок или остается после 10минутного кипячения окрашенной в фиолетовый цвет, это свидетельствует о
том, что определение идет правильно.
13
После кипячения для определения количества КMnO4, израсходованного
на окисление органических веществ, применяется метод обратного
титрования.
В окрашенную жидкость пипеткой прилейте 15 мл 0,01н раствора H2С2О4
(щавелевой кислоты). Количество кислоты должно строго соответствовать
первоначальному объему КMnO4, добавляемого в пробу при кипячении.
Содержимое пробы при этом обесцвечивается, т.к. H2С2О4 окисляется
атомарным кислородом, который образуется при распаде перманганата
калия.
Так как КMnO4 расходуется на окисление органических веществ в пробе,
при добавлении 15 мл щавелевой кислоты создается ее избыток. Не доливая
бюретки, заполненной раствором КMnO4, титруйте пробу до появления
устойчивой слабо-розовой окраски от одной прибавленной капли
перманганата калия. Таким образом, о конце титрования судят по
прекращению обесцвечивания КMnO4 и по окрашиванию пробы в розовый
цвет, т.е. индикатором в данном случае служит сам раствор. Запишите
суммарное количество перманганата калия, пошедшее как на окисление
органических веществ пробы, так и на окисление 15 мл H2С2О4. Это
количество обозначьте через «А».
Опыт 2. Определение эквивалентной концентрации раствора
перманганата калия.
Выполнение работы. Для определения поправочного коэффициента
КMnO4 в колбу, в которой производился анализ, не выливая ее содержимого,
приливают пипеткой 15 мл стандартного 0,01н раствора H2С2О4 и пробу
титруют вновь до слабо-розовой окраски (температура пробы при
титровании должна быть приблизительно 50-60 ○С). Результат титрования
обозначьте «Б» - это количество КMnO4, пошедшее на титрование 15 мл
H2С2О4.
Рассчитайте поправочный коэффициент по формуле:
K=
H 2C2O4 , мл
.
KMnO4 , мл
Далее для вычисления окисляемости используйте формулу:
8 ⋅ Сн ⋅ К ⋅ ( А − Б )
⋅1000 мг/л,
V
где 8 – молярная масса эквивалента кислорода,
К- поправочный коэффициент,
Сн – нормальная концентрация КMnO4 (0,01н),
А – количество КMnO4, пошедшее на окисление органических веществ и 15 мл
H2С2О4,
Б - количество КMnO4, пошедшее на окисление15 мл H2С2О4, мл
V – объем взятой пробы воды, мл.
Точность метода составляет 0,4 мг/л, если окисляемость не превышает 4 мг/л О.
14
Контрольные вопросы
1. В какой форме могут находиться в воде органические вещества?
2. Как попадают в воду аллохтонные загрязнители?
3. Перечислите методы, использующиеся при количественном
определении содержания органических веществ в воде.
4. В каких единицах выражается окисляемость?
5. Какие ограничения существуют при использовании метода ПО?
6. Какая величина позволяет оценить содержание в воде биохимически
окисляющихся веществ?
7. В чем заключается метод обратного титрования?
Лабораторная работа № 4
ОБЕССОЛИВАНИЕ ВОДЫ МЕТОДОМ ИОННОГО ОБМЕНА
Цель работы: проведение анализа воды на жесткость. Умягчение воды
методом ионного обмена (катионирования).
Одним из методов устранения жесткости воды является метод ионного
обмена. Обработка воды методом ионного обмена основана на пропускании
ее через фильтрующий слой ионообменного материала (ионита), практически
нерастворимого в воде, но способного взаимодействовать (обмениваться) с
содержащимися в воде ионами.
Иониты, или ионообменные смолы, представляют собой пористые
полимерные частицы размером 0,2–1,0 мм, содержащие подвижные ионы,
способные к обмену. При пропускании воды через слой ионита происходит
обмен ионов электролитов, растворенных в воде, на эквивалентное число
ионов из ионитов, в результате чего изменяется ионный состав воды и самих
ионитов. Если в результате такой обработки воды происходит обмен
катионами, то процесс называется катионированием, а само вещество –
катионитом. При обмене анионами процесс называется анионированием, а
ионообменный материал – анионитом. В катионитах подвижными ионами,
способными к обмену, часто используются ионы водорода или натрия,
связанные со сложными органическими радикалами (Rk), в анионитах –
гидроксид-ионы, также связанные с радикалом (Ra).
Катионит в водородной или натриевой формах в воде обменивает
подвижные ионы водорода (натрия) на ионы жесткости Ca2+ и Mg2+. Эти
реакции идут следующим образом:
(4.1)
2HRk + Ca2+ → CaRk2 + 2H+;
2+
+
(4.2)
2NaRk + Mg → MgRk2 + 2Na .
+
При Н -катионировании по мере поглощения ионов жесткости и
выделения в воду обменных ионов водорода фильтрат приобретает кислую
реакцию, т. к. происходит образование эквивалентной массы свободных
минеральных кислот. Увеличивается электропроводность воды, т. к.
15
подвижность ионов водорода выше подвижности ионов металлов. Общее
солесодержание воды оказывается меньше, чем у исходной воды, т.к. масса
перешедших в воду ионов водорода меньше массы ионов Ca2+, Mg2+.
При Na+-катионировании вода приобретает щелочную реакцию. Общее
солесодержание воды несколько возрастает, т. к. масса перешедших в воду
ионов натрия выше эквивалентных масс магния и кальция.
Электропроводность воды также несколько возрастает из-за появления в воде
подвижных ионов гидроксида ОН–.
По законам ионного обмена в ряду активности катионов Na+, Ca2+, Mg2+
каждый последующий катион поглощается катионитом интенсивнее, чем
предыдущий. Каждый предыдущий ион может быть вытеснен из катионита
последующим, если они находятся в сопоставимых концентрациях.
При фильтровании через слой анионита в ОН-форме происходит обмен
ионов НСО3–, SO42–, Сl–, HSiO3– и др. из исходной воды на ион ОН– в
эквивалентном соотношении:
(4.3)
Ra(ОН) + НСО3–→ RaHCO3 + ОН–;
–
2–
(4.4)
Ra(ОН) + SO4 → Ra2SO4 + 2OH ;
–
–
(4.5)
Ra(ОН) + Сl → RaCl + OH .
При анионировании исходной воды общее солесодержание фильтрата
снижается, т. к. масса ионов ОН– меньше массы ионов Сl–, SO42–, HSiO3– и др.
Вода приобретает щелочную реакцию. Электропроводность фильтрата будет
выше, чем у исходной воды.
Ряд активности анионов: HSiO3–, НСО3–, SO42–, Сl–. Каждый предыдущий
анион может быть вытеснен из анионита последующим, если они находятся в
сопоставимых концентрациях.
Полное химическое обессоливание воды ионитами применяют при
общем солесодержании исходной воды до 1000 мг/л. Частичное
обессоливание можно проводить при более высоком солесодержании – до
1500–2000 мг/л.
При пропускании воды через слой ионита происходит истощение его
обменной емкости. Для восстановления обменной емкости фильтра
необходимо проводить регенерацию ионита.
Для регенерации катионита в Н-форму используют 1,5–3,5%-й раствор
H2SO4, для регенерации в Na-форму катионит обрабатывают 4–5%-м
раствором хлорида натрия. Регенерацию анионита проводят, как правило, 3–
4%-м раствором гидроксида натрия. Соли, образовавшиеся в результате
регенерации фильтра, удаляются из него при промывке фильтра.
По мере работы ионообменных фильтров катионит и анионит
слеживаются, при этом не только возрастает гидравлическое сопротивление
при фильтрации воды, но и уменьшается рабочая емкость ионита. Поэтому
смола в фильтрах должна периодически взрыхляться, а рабочий цикл
ионообменных фильтров предусматривает следующие операции: обработка
исходной воды, регенерация анионита, промывка ионита от продуктов
регенерации, взрыхление ионитного материала.
16
Приборы и материалы
Делительная воронка, заполненная катионитом, бюретка, конические
колбы для титрования, мерные цилиндры, 0,01 н раствор трилона Б,
индикатор мурексид, 2 н раствор NаОН, 5%-й раствор хлорида натрия для
регенерации катионита.
Опыт 1. Определение кальциевой жесткости исходной воды.
Выполнение работы. В коническую колбу отмерить цилиндром 10 мл
воды. Добавить 5 мл 2 н раствора NаОН. Прилить 30 мл дистиллированной
воды. На кончике шпателя добавить индикатор "мурексид". Титровать
раствором трилона Б при интенсивном перемешивании до перехода окраски
от розовой до фиолетово-синей.
Титрование повторить 3 раза до сходимости результатов на 0,2 мл. Для
расчета взять средний объем трилона Б, пошедшего на титрование:
ЖСа (ммоль⋅экв/л) = VТр.Б, ср..
Опыт 2. Обессоливание воды.
Выполнение работы. Подготовить катионит к работе. Для этого
промыть его, пропустив через колонку вначале 5%-й раствор хлорида
натрия(100 мл), а затем дистиллированную воду (100 мл).
Отмерить мерным цилиндром 50 мл воды и, пропустив ее через колонку,
заполненную катионитом, со скоростью 15–20 капель в мин, собрать
обессоленную воду в колбу, или стакан. Отметить время начала и конца
процесса пропускания.
Опыт 3. Определение кальциевой жесткости обессоленной воды.
Выполнение работы. Определить кальциевую жесткость обессоленной
воды (аналогично опыту 1). По окончании работы залить в колонку с
катионитом 5%-й раствор хлорида натрия. Используя полученные данные,
рассчитать производительность колонки по формуле:
3,6 ⋅ V
G=
,
τ
где G – производительность колонки, л/ч;
V – объем пробы воды, мл;
τ – время обессоливания, с.
1. Записать уравнения реакций, происходящих при Nа+-катионировании
воды.
2. Полученные результаты занести в таблицу:
17
№
определния
Жесткость
исходной
воды, ммоль⋅экв/л
Жесткость
обессоленной
воды, ммоль⋅экв/л
ЖСа, ср. =
ЖСа
1.
2.
3.
ср.
=
Контрольные вопросы
1. На чем основано применение метода ионного обмена для
обессоливания воды?
2. Какие катионы и анионы способны обмениваться на ионы жесткости
2+
Са , Mg2+, Сl–, СО32–?
3. Запишите уравнения реакций обмена, происходящих при пропускании
воды, имеющей в своем составе соли магниевой жесткости, через слой
Н-катионита.
4. С помощью, каких растворов можно регенерировать катионит?
анионит?
5. Как изменяется солесодержание воды при Н-катионировании?
6. Как приготовить 1 л 5%-го раствора NaОН?
7. Напишите уравнение обессоливания раствора NaCl методом ионного
обмена.
Лабораторная работа № 5
КАЧЕСТВЕННОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОСНОВНЫХ ИОНОВ В
ПРИРОДНЫХ ВОДАХ
Цель работы: Изучение качественных реакций на ионы наиболее
распространенные в природных водах.
Природные воды являются растворами сложного состава с очень
широким диапазоном содержания растворенных веществ, как по их числу,
так и по их содержанию. Формирование природных вод происходит в
результате выщелачивания, испарения, конденсации, ионного обмена,
поглощения и выделения газов, жизнедеятельности организмов и в
результате других физико-химических процессов взаимодействия природных
вод с породами, почвами и газами. Состав природных вод определяется
характером этого взаимодействия.
Природные воды содержат газы, органические и грубодисперсные взвеси
и вещества ионного типа. В природных водах найдено свыше 50 элементов,
которые находятся в виде ионов, недиссоциированных молекул (в том числе
и газов) и коллоидов.
18
Наиболее распространенными в природных водах газами являются
кислород и углекислый газ, кроме того, присутствует азот и другие газы.
Источником кислорода является атмосфера, углекислоты - биохимические
процессы, происходящие в глубинных слоях земной коры, углекислота из
атмосферы.
По химическому составу примеси разделяются на органические и
неорганические. Первые имеют, как правило, очень сложный состав и
находятся в коллоидном или истинно растворенном состоянии. Из
органических веществ, попадающих извне, следует отметить гуминовые
вещества, вымываемые водой из гумусовых почв (торфяников, сапропелитов
и др.). Большая часть из них находится в коллоидном состоянии. В самих
водоемах органические вещества непрерывно поступают в воду в результате
отмирания различных водных организмов. При этом часть из них остается
взвешенной в воде, а другая опускается на дно, где происходит их распад.
Грубодисперсные примеси, обуславливающие мутность природных вод,
представляют
собой
вещества
минерального
и
органического
происхождения, смываемые с верхнего покрова земли дождями или талыми
водами во время весенних паводков.
Присутствие ионов водорода в природной воде обусловлено
диссоциацией угольной кислоты. Большинство природных вод имеют pH в
пределах 6,5 - 8,5. В связи с меньшим содержанием углекислоты в
поверхностных водах их pH обычно выше, чем для подземных вод.
Происходящее в почвах процессы окисления органических веществ
вызывают расход кислорода и выделение углекислоты, поэтому в воде при
фильтрации её через почву, возрастает содержание углекислоты, что
приводит к обогащению природных вод карбонатами кальция, магния и
железа, с образованием растворимых в воде кислых солей типа:
CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2.
Гидрокарбонаты присутствуют почти во всех водах в тех или иных
количествах. Большую роль в формировании химического состава воды
играют подстилающие почву грунты, с которыми вода вступает в
соприкосновение, фильтруясь и растворяя некоторые минералы. Особенно
интенсивно обогащают воды осадочные породы, такие как известняки
(CaCO3), доломиты (CaCO3 ·MgCO3), мергели, гипс (CaSO4 ·2H2O), каменная
соль (KCl) и др. В свою очередь почва и породы обладают способностью
2+
2+
адсорбировать из природной воды некоторые ионы (например, Ca , Mg ),
замещая их эквивалентным количество других ионов (Na+ , K+).
Подпочвенными водами легче всего растворяются хлориды и сульфаты
натрия и магния, хлорид кальция. Силикатные и алюмосиликатные породы
(граниты, кварцевые породы и т.д.) почти нерастворимы в воде и
содержащей углекислоту и органические кислоты.
Наиболее распространенными в природных водах являются следующие
ионы: Cl– ,SO , HCO , CO , Na+, Mg2+, Ca2+, H+. Эти компоненты
19
причисляют к макрокомпонентам, так как их содержание в воде повышено,
по сравнению с другими компонентами. Все остальные ионы и коллоиды
относятся к микрокомпонентам.
Ион хлора присутствует почти во всех природных водоемах, причем его
содержание меняется в очень широких пределах. Сульфат - ион также
распространен повсеместно. Основным источником растворенных в воде
сульфатов является гипс. В подземных водах содержание сульфат - иона
обычно выше, чем в воде рек и озер. Из ионов щелочных металлов в
природных водоемах в наибольших количествах находится ион натрия,
который является характерным ионом сильноминерализованных вод морей и
океанов.
Ионы кальция и магния в маломинерализованных водах занимают первое
место. Основным источником ионов кальция является известняки, а магния доломиты (MgCO3 ,CaCO3). Лучшая растворимость сульфатов и карбонатов
магния позволяет присутствовать ионам магния в природных водах в
больших концентрациях, чем ионов кальция.
Соединения азота в природной воде представлены ионами аммония,
нитритными, нитратными ионами за счет разложения органических веществ
животного и растительного происхождения. Ионы аммония, кроме того,
попадают в водоемы со сточными промышленными водами.
Соединения железа очень часто встречаются в природных водах, причем
переход железа в раствор может происходить под действием кислорода или
кислот (угольной, органических). Так, например, при окислении весьма
распространенного в породах пирита получается сульфат железф (II):
FeS2 + 4O2 → Fe2+ + 2SO , а при действии угольной кислоты - карбонат
железа (II):
FeS2 + 2H2CO3 → Fe2+ + 2HCO3– + H2S + S.
Соединения кремния в природных водах могут быть в виде кремниевой
кислоты. Часть кремния находится в коллоидном состоянии, а также в виде
поликремневой кислоты: XSiO2 ·YH2O. В природных водах присутствуют
также Al3+, Mn2+ и другие катионы.
Большее число элементов в обычных природных водах встречается в
количествах, редко превышающих десятки микрограммов на 1 л воды. К
таким элементам относятся Zn, Cu, Pb, As, Mn и др.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Качественные реакции на ионны
а) Обнаружение ионов калия.
Выполнение работы. Взаимодействие с гексанитрокобальтатом (III)
натрия Na3[Co(NО2)6].
В пробирку с 5-6 каплями раствора KCl или KNO3 добавить 3-4 капли
раствора Na3[Co(NО2)6]. Выпадает желтый кристаллический осадок
К2Na[Co(NО2)6]. Запишите уравнение реакции.
20
б) Обнаружение ионов магния.
Капельная реакция Н.А.Тананаева.
Поместите на фильтровальную бумагу каплю раствора фенолфталеина,
каплю нейтрального раствора хлорида магния и каплю раствора аммиака.
При этом появляется красное пятно, обусловленное щелочностью
аммиачного раствора и образующегося гидроксида магния. При
подсушивании мокрого пятна над пламенем спиртовки избыток аммиака
улетучивается, гидроксид магния обезвоживается и красное пятно
обесцвечивается. Если затем вновь смочить пятно дистиллированной водой,
то вновь появляется красная окраска, обусловленная образованием Mg(OH)2.
Запишите уравнение реакции.
в) Обнаружение ионов кальция
Выполнение работы. Реакция с оксалатом аммония (NH4)2C2O4.
К 5-6 каплям раствора соли кальция добавляют 3-4 капли раствора
оксалата аммония. Смесь нагрейте до кипения и дайте ей постоять 2-3 мин.
Выпадает белый кристаллический осадок СаC2O4, растворимый в соляной и
азотной кислотах, но не растворимый в уксусной кислоте даже при
нагревании. Проверьте и запишите соответствующие уравнения реакций в
молекулярной и ионной форме.
г) Обнаружение ионов железа (III).
Выполнение работы. 1. Реакция с гексацианоферратом (II) калия
K4[Fe(CN)6]
В пробирку помещают 5-6 капель раствора FeCl3 и добавляют столько же
раствора K4[Fe(CN)6]. Выпадает осадок темно-синего цвета Fe 4[Fe(CN)6]3,
называемый берлинской лазурью. Запишите уравнение реакции. Осадок не
растворяется в кислотах и растворяется в щелочах с образованием краснобурого осадка Fe(OH)3:
Fe 4[Fe(CN)6]3 + 12NaOH = 4Fe(OH)3 + 3Na 4[Fe(CN)6].
2. Реакция с роданидом аммония.
Поместите в пробирку 1 каплю раствора FeCl3, разбавьте 5 каплями
раствора дистиллированной воды и добавьте 3-5 капель раствора NH4SCN.
При этом появляется кроваво-красное окрашивание, вызванное
образованием малодиссоциирующих молекул роданида железа (III)
[Fe(SCN)3].
Запишите уравнение протекающих реакций.
д) Обнаружение ионов железа (II).
Выполнение работы. Реакция с гексацианоферратом (III) калия
K3[Fe(CN)6]
В пробирку помещают 5-6 капель раствора соли Fe2+ и добавляют столько
же раствора K3[Fe(CN)6]. Выпадает осадок темно-синего цвета (турнбулева
синь) Fe 3[Fe(CN)6]2. Осадок не растворяется в кислотах и растворяется в
21
щелочах с образованием гидроксида железа (II). Проверьте и запишите
соответствующие уравнения реакций.
е) Обнаружение ионов свинца (II).
Выполнение работы. Реакция с иодидом калия.
В пробирку помещают 3-5 капель раствора нитрата свинца (II) и
приливают 3-6 капель раствора иодида калия. Выпадает золотисто-желтый
осадок. Запишите уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
ж) Обнаружение ионов меди (II).
Выполнение работы. 1. Реакция с аммиаком.
К 3-4 каплям раствора соли сульфата меди по каплям добавить раствор
аммиака до растворения выпавшего осадка. При действии избытка аммиака
появляется интенсивное синее окрашивание, вызванное образованием
аммиаката меди (II). Запишите уравнение реакции.
2. Реакция с роданидом калия.
К 2-3 каплям соли меди прибавляют 3-4 капли раствора KSCN.
Образуется черный осадок роданида меди.
Запишите уравнение протекающих реакций.
з) Обнаружение ионов хлора.
Выполнение работы. Реакция с нитратом серебра.
К нескольким каплям раствора хлорида калия добавьте несколько капель
нитрата серебра. В присутствии хлорид-ионов образуется белый осадок
хлорида серебра, который не растворяется в азотной кислоте, но
растворяется в растворах аммиака, карбоната аммония. Запишите
соответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
и) Обнаружение сульфат-ионов.
Выполнение работы. Реакция с хлоридом бария.
К нескольким каплям раствора сульфата натрия добавьте несколько
капель раствора хлорида бария. В присутствии сульфат-ионов образуется
белый осадок сульфата бария, который не растворим в азотной кислоте.
Запишите соответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме.
к) Обнаружение карбонат-ионов.
Выполнение работы. 1. Реакция с уксусной кислотой.
К 3-5 каплям раствора карбоната натрия добавляют
уксусной кислоты. Бурное выделение пузырьков газа
присутствие СО32–. Проверьте. Запишите уравнение реакции.
2. Реакция с нитратом серебра.
К 3-5 каплям раствора карбоната натрия добавляют 2-3
нитрата серебра. В присутствии карбонат-ионов выпадает
22
избыток 2 н.
указывает на
капли раствора
белый осадок,
растворимый в азотной кислоте. Проверьте. Запишите соответствующие
уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 2. Определение ионного состава пробы воды.
Выполнение работы. Получите у преподавателя пробу воды и с
помощью качественных реакций проделанных в опыте 1 определите, какие
ионы присутствуют в воде. Результаты анализа занесите в таблицу,
например:
№
п/п
Определяемый
ион
Прибавленный
реактив
Наблюдения
Вывод
1
Железо(III)
Роданид
аммония
Появляется кровавокрасное окрашивание
Ионы Fe3+
присутствуют
Контрольные вопросы
природными водами? Как
1.Что называется
происходит их
формирование?
2. Каков состав природных вод?
3. Что собой представляют грубодисперсные примеси?
4. Чем обусловлено наличие органических примесей в природных водах ?
5. Перечислите ионы, наиболее распространенные в природных водах.
Лабораторная работа № 6
АДСОРБЦИЯ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ
АКТИВИРОВАННЫМ УГЛЕМ
Цель работы – изучение зависимости величины адсорбции от
равновесной концентрации адсорбента.
Процесс поглощения одного вещества поверхностью другого называют
адсорбцией. Вещество, частицы которого поглощаются (газ, жидкость,
растворенный компонент), называют адсорбатом, а поглотитель адсорбентом.
Взаимодействия между частицами адсорбата и адсорбента могут иметь
различный характер. Β зависимости от природы этого взаимодействия
различают адсорбцию физическую и химическую (хемосорбцию).
При физической адсорбции частицы адсорбата и адсорбента связываются
относительно непрочными межмолекулярными силами взаимодействия
(силами Ван-дер-Ваальса). Примером физической адсорбции является
адсорбция газов или растворенных веществ активированным углем.
23
При хемосорбции частицы адсорбата и адсорбента связаны более
прочными силами сцепления за счет возникающего химического
взаимодействия, приводящего к образованию нового вещества. Примером
хемосорбции может служить адсорбция кислорода металлами.
Процесс отрыва частиц адсорбата от поверхности адсорбента, т.е.
явление, обратное адсорбции, называют десорбцией. Если в системе
<<адсорбат – адсорбент>> при заданных условиях скорость адсорбции равна
скорости десорбции, состояние системы называют адсорбционным
равновесием.
Количественно адсорбцию выражают в молях адсорбата на единицу
площади поверхности адсорбента (моль/м2) или в молях адсорбата на
единицу массы адсорбента (моль/г).
Величина адсорбции зависит от природы адсорбента и адсорбата,
температуры и концентрации (или давления) адсорбата. Кривую зависимости
величины адсорбции от равновесных концентраций с или давления р
адсорбата при постоянной температуре Т называют изотермой адсорбции:
Г = f (c )
Г = f ( р)
или
при
Т = const
Зависимость величины адсорбции от концентрации адсорбента
(T = const) выражается уравнением Лэнгмюра
Г=Г
max
КC ,
1 + КC
где Г – величина адсорбции; Гmax – максимальная величина адсорбции,
обусловленная поверхностью адсорбента; К – константа адсорбционного
равновесия; С – равновесная концентрация адсорбента. Выразив уравнение
Лэнгмюра в виде
1 = 1 + 1
1 ,
Г
Г
max
Г
max
КC
получают линейную зависимость 1/Г от 1/с.
Из графика, построенного в координатах 1/Г - 1/с, рассчитывают
максимальную величину адсорбции (Гmax) и затем по уравнению Лэнгмюра
константу адсорбционного равновесия (К).
Экспериментальная часть:
Величину адсорбции (Г) рассчитывают как разность между числом молей
уксусной кислоты в объеме колбы до адсорбции (n0) и после адсорбции (n):
Г = n0 − n .
Концентрацию уксусной кислоты в растворе рассчитывают по закону
эквивалентов
24
c V =с
' эк ( к )
к
эк ( щ )
V
щ
,
где Сэк(к) Сэк(щ) – молярные концентрации эквивалентов растворов
кислоты и щелочи, моль/л; Vк, Vщ – объем растворов кислоты и щелочи, мл.
Константу адсорбционного равновесия рассчитывают по уравнению
Лэнгмюра.
Выполнение работы. На технических весах возьмите три навески по 1 г
активированного угля и внесите их в чистые сухие колбы. Мерным
цилиндром влейте в колбы (колбы пронумеруйте) по 50 мл раствора
уксусной кислоты различной концентрации: в первую колбу – раствор 1, во
вторую – раствор 2, в третью – раствор 3. Для ускорения процесса адсорбции
периодически взбалтывайте содержимое колб.
Для определения исходной концентрации раствора уксусной кислоты в
коническую колбу отберите пипеткой 10 мл раствора 1, добавьте 1-2 капли
фенолфталеина и оттитруйте. Для этого бюретку заполните 0,1 н. раствором
NaOH до нулевого деления и приливайте из нее по каплям раствор щелочи в
кислоту до тех пор, пока от одной капли избытка раствора щелочи
анализируемый раствор не окрасится в розовый цвет, не исчезающий при
перемешивании.
Повторите титрование. Результаты двух титрований не должны
отличаться друг от друга более чем на 0,1 мл.
Аналогично проанализируйте исходные растворы 2 и 3. Результаты
титрования (V0) внесите таблицу.
Через 20-25 мин после начала адсорбции отфильтруйте растворы через
бумажный фильтр в конические колбы и определите в фильтрах равновесные
концентрации уксусной кислоты так же, как были определены исходные
концентрации.
Результаты титрования(V) внесите в таблицу.
По результатам опыта рассчитайте: молярную концентрацию растворов
уксусной кислоты до адсорбции (С0) и после адсорбции (С), моль/л; число
молей уксусной кислоты в объеме колбы до адсорбции (n0) и после
адсорбции (n); величину адсорбции (Г), моль/г; значение 1/с, моль–1 л;
значение 1/Г, моль–1 г.
Результаты расчетов сведите в таблицу:
Номер
опыта
Объем раствора
NaOH, моль/л
V0
V
Концентрация
раствора
CH3COOH, моль/л
c0
c
Число молей
CH3COOH в 50 мл
раствора
n0
n
Г
1/с
1/Г
1
2
3
Постройте графики зависимости адсорбции от концентрации CH3COOH в
растворе в координатах: а) Г-с; б) 1/Г-1/с.
25
Изотермы Лэнгмюра в двух формах
Из второго графика определите 1/Гmax и рассчитайте максимальное
значение адсорбции (Гmax).
Рассчитайте по уравнению Лэнгмюра
константу адсорбционного
равновесия (К).
Сделайте выводы.
Контрольные вопросы и задачи.
1. Что называют адсорбцией и десорбцией?
2. Покажите графические изменения скорости адсорбции и десорбции с
момента начала процесса до установления адсорбционного равновесия?
3. Какова природа сил, вызывающая физическую и химическую
адсорбцию?
4. Как можно сместить адсорбционное равновесие?
5. Рассчитайте константу адсорбционного равновесия для физической
адсорбции, если при равновесной концентрации адсорбата 10–3моль/см3
адсорбция составила 10–11моль/см3, а Гmax (при Т=const) равна 10–10 моль/см3.
Ответ: 111,1
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7
КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ
Цель работы — ознакомление с методами получения коллоидных
растворов и их свойствами.
Коллоидными называют растворы, в которых линейные размеры частиц
дисперсной фазы лежат в пределах от 1 до 100 нм.
Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между
грубой дисперсностью, характерной для взвесей, и молекулярной,
26
характерной для истинных растворов. Поэтому коллоидные растворы,
получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц
молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100
нм), либо из взвесей путем дробления грубодисперсных частиц также до
определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают
конденсационные методы (укрупнение частиц) и методы диспергирования
(дробление частиц).
Коллоидные растворы (или золи) относятся к числу гетерогенных
дисперсных систем, характеризующихся высокой степенью раздробленности
дисперсной фазы.
Дисперсная фаза в коллоидном растворе (или золе) представлена
коллоидными частицами, в состав которых входят ядро, зарядообразующие
ионы и противоионы. Зарядообразующие ионы могут быть положительно
или отрицательно заряженными. Поэтому и коллоидные частицы имеют либо
положительный, либо отрицательный заряд. Заряженная коллоидная частица
притягивает к себе молекулы Н2О из дисперсионной среды; так создается
гидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.
Примерный состав коллоидных частиц золей Sb2S3 и Fe(OH)3 можно
выразить следующими формулами:
[(mSb2S3) · nHS-·(n-x)H+· yH2O]x– ;
[(mFe(OH)3)·nFe3+·3(n - x)Cl- • yH2O]3X+ .
Противоионы Н+ или Cl–, которые входят в состав коллоидных частиц,
называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной
среде.
Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды
(гидратированных свободных противоионов) называют мицеллой. Мицеллу
считают структурной единицей коллоидного раствора. Формулы:
{[(mSb2S3) · nHS- · (n –х)H+ · yH2O]x- + H+· z(H2O)}0 ;
{[(mFe(OH)3) · nFe3+ · 3(n- х) Cl · yH2O]3x+ + 3 х Cl–· z H2O}0 .
выражают примерный состав мицелл золей сульфида сурьмы и
гидроксида железа.
Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими,
кинетическими и электрическими свойствами (специфика связана с
размерами и зарядом коллоидных частиц) и характеризуются высокой
кинетической и агрегативной устойчивостью. Первая является следствием
кинетических свойств золей и проявляется в том, что концентрация
коллоидных растворов одинакова по всему объему системы и при
правильном хранении не изменяется во времени, а вторая в том, что частицы
дисперсной фазы в коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются.
Сохранение коллоидной степени дисперсности во времени обусловлено
прежде всего наличием одноименного электрического заряда частиц
дисперсной фазы, вызывающего их взаимное отталкивание.
27
Особенно велика агрегативная устойчивость гидрофильных золей. При
длительном хранении они переходят в "студнеобразное" коллоидное
состояние.
Примером гидрофильного золя может служить золь желатина. Твердый
коллоид желатина при набухании в воде образует гель. При нагревании геля
("студня") образуется золь. Все процессы протекают обратимо:
золь ⇔ гель ⇔ твердый коллоид
Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря
агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперсной
фазы, их слипанию. Этот процесс называют коагуляцией. Коагуляция
вызывает нарушение кинетической устойчивости системы, которое приводит
к образованию осадка (коагулята). Этот процесс называют седиментацией.
Примерный состав коагулята золей сульфида сурьмы и гидроксида
железа выражают формулами:
[(mSb2S3)·nHS–·nH+]0 ;
[(mFe(OH)3) · nFe3+ ·3nCl–]0 .
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) методом конденсации и
изучение его оптических свойств.
Конденсация частиц молекулярной дисперсности может происходить в
процессе гидролиза солей некоторых поливалентных металлов, например
FeCl3. Гидролиз иона Fe3+ протекает по ступеням:
Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+ ;
FeOH2+ + H2O ⇔ Fe(OH)2+ + H+ ;
Fe(OH)2+ + H2O ⇔ Fe(OH)3 + H+ .
Гидроксид железа Fe(OH)3 не выпадает в осадок, так как степень
гидролиза FeCl3 по третьей ступени мала.
Зарядообразующими ионами в процессе образования золя могут быть
3+
Fe , FeOH2+ и Fe(OH)2+, а противоионами – Сl–.
Выполнение работы. Пробирку заполните водой (примерно до 1/2 ее
объема) и поставьте в горячую водяную баню. Через 5-7 мин внесите в
пробирку 2—3 капли концентрированного раствора FeCl3. Наблюдайте
образование красно-оранжевого золя Fe(OH)3.
Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что получен
коллоидный раствор.
Раствор сохраните для проведения опыта 3,4,5.
При оформлении результатов опыта укажите:
1. Реакцию и условия получения коллоидного раствора.
2. Состав ядра коллоидной частицы.
3. Состав коллоидной частицы.
4. Состав мицеллы.
5. Объясните оптический эффект золя.
28
Опыт 2. Получение золя желатина из твердого коллоида
При набухании твердого желатина в воде образуется гель, а потом при
нагревании - золь.
Выполнение работы. Поместите в пробирку кусочек твердого желатина
и прилейте к нему примерно 10 мл воды. Через 10—15 мин нагрейте
пробирку на водяной бане для ускорения процесса образования коллоидного
раствора.
Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что получен золь
(сохраните часть золя для опыта № 5). Оставьте пробирку с золем желатина в
штативе на 20—30 мин и наблюдайте образование геля (студня).
При оформлении результатов опыта ответьте на следующие вопросы:
1. Какой метод был использован при получении золя желатина —
конденсации или диспергирования?
2. Какое вещество было использовано в качестве пептизатора?
3. Как вы убедились в том, что получили коллоидный раствор желатина?
4. Какие стадии протекают в процессах получения гидрофильных золей
из твердых коллоидов?
5. В чем разница между составом ядер коллоидных частиц гидрофобных
и гидрофильных золей?
Опыт 3. Коагуляция золя действием электролита
Нарушение агрегативной и кинетической устойчивости золей может
происходить при добавлении электролита.
Выполнение работы. К коллоидному раствору, полученному в опыте 1,
добавьте несколько капель концентрированного раствора сульфата алюминия
A12(SO4)3. Через 2—3 мин наблюдайте укрупнение частиц и образование
осадка.
При оформлении результатов опыта укажите:
1. Условия нарушения агрегативной и кинетической устойчивости золя
Fe(OH)3.
2. Состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы: а) до введения
A12(SO4)3; б) после введения A12(SO4)3
3. Состав образовавшегося осадка.
4. Объясните роль A12(SO4)3 в процессе коагуляции золя. Какими
процессами сопровождаются нарушения агрегативной и кинетической
устойчивости золей?
Опыт 4. Определение знака заряда коллоидной частицы
Капиллярный анализ
Иногда знак заряда коллоидной частицы можно определить, не прибегая
к электрофорезу, например, методом капиллярного анализа, используя
зависимость адсорбируемости золя от знака заряда поверхности адсорбента.
При погружении в воду фильтровальной бумаги целлюлозные стенки
29
капилляров заряжаются отрицательно, а прилегающая к ним вода –
положительно. За счет сил поверхностного натяжения вода поднимается по
капиллярам бумаги.
Если в воде находятся заряженные коллоидные частицы, то
передвижение их вверх возможно тогда, когда они заряжены отрицательно и
не притягиваются к стенкам капилляров.
Выполнение работы. В полученный ранее окрашенный золь (опыт
1)опустите край полоски фильтровальной бумаги. Через 3-5 мин. сделайте
заключение о знаке заряда коллоидной частицы.
Оформите результаты опыта.
Опыт 5. Сравнение устойчивости гидрофильных и гидрофобных золей к
действию электролитов
Выполнение работ. В две пробирки налейте по 5 мл полученных ранее
золей, золя гидроксида железа и желатина. Β каждую из пробирок по каплям
добавляйте насыщенный раствор (NH4)2SO4 до коагуляции золей. Определите
и сравните пороги коагуляции.
Порог коагуляции зависит как от природы электролита, так и от
валентности коагулирующего иона. Порог коагуляции γ вычисляется по
формуле:
γ =
Сэл V э л
,
V з оля
где Vзоля – объем золя, взятого для коагуляции;
Сэл – молярная концентрация раствора электролита;
Vэл – объем электролита, пошедшего на коагуляцию золя (число капель).
Контрольные вопросы:
1. Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами?
2. Какова дисперсность коллоидных растворов?
3. Каков состав ядра коллоидной частицы в растворе: а) сульфида
сурьмы; б) гидроксида желеэа (Ш)?
4. Какие ионы могут быть эарядообразующими в коллоидной частице
золя: а) гидроксида железа (Ш); б) сульфида сурьмы.
5. Запишите формулу мицеллы золя: а) гидроксида железа (Ш); б)
сульфида сурьмы.
6. Опишите оптические, кинетические и электрические свойства коллоидных растворов. С чем связаны особенности этих свойств?
7. Что называют эффектом Тиндаля? Как используется этот эффект для
идентификации коллоидных растворов?
8. Перечислите известные вам методы получения коллоидных растворов
и опишите кратко их суть.
30
9. Опишите механизм коагуляции» седиментации коллоидных растворов.
10. Запишите формулу, отражающую состав осадка после коагуляции
золя Fe(OH)3 и золя Sb2S3
Лабораторная работа № 8
АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: Изучение химических свойств алюминия и его соединений.
Алюминий относится к p-элементам.
Валентные электроны
3s23p1
Радиус атома
нм
0,43
Содержание в земной коре
%
5,5
Плотность
г/см3
2,7
Температура плавления
ºС
660
Температура кипения
ºС
2494
Еº 298 Al3+/Al
Β
- 1,66
Алюминий проявляет в своих соединениях степень окисления +3. Β
обычных условиях алюминий покрыт тонкой (10–5мм) и очень прочной
оксидной пленкой, что определяет его коррозийную стойкость. При
нагревании алюминий взаимодействует со всеми неметаллами.
Β соответствии со значением электродного потенциала алюминий должен
взаимодействовать с водой и разбавленными растворами кислот с
выделением водорода. Однако взаимодействию с водой препятствует
нерастворимость образовавшегося гидроксида, поэтому с водой алюминий
практически не реагирует. В разбавленных кислотах (кроме азотной)
алюминий растворяется с выделением водорода. В очень разбавленной
HNO3, в концентрированных HNO3 и H2SO4 на холоду пассивируется
вследствие образования защитной пленки. Для алюминия характерно
образование комплексных соединений с координационными числами 4 и 6.
При взаимодействии алюминия с растворами щелочей происходит
образование алюминатов и выделение водорода:
2Al + 6H2O + 2OH– = 3H2 + 2[Al(OH)4]–,
причем нужно иметь в виду, что алюминий выделяет водород из воды, а
щелочь нужна лишь для растворения образующегося гидроксида. С
31
соединениями малоактивных металлов алюминий взаимодействует при
высокой температуре как сильный восстановитель, соответствующие
реакции называют алюминотермическими.
СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ
Оксид алюминия известен в виде нескольких модификаций. Встречается
в природе в виде минерала корунда. Прозрачные окрашенные кристаллы
корунда – рубин (красный – примесь Сr) и сапфир (синий – примесь Ti и Fe)
– драгоценные камни. Корунд по твердости уступает лишь алмазу и
применяется в качестве абразивного материала в виде корундовых кругов и
наждака. Искусственные рубины используют в качестве квантовых
генераторов.
Оксид алюминия является ионным соединением, в узлах его решетки
чередуются ионы Al3+ и AlO33– , т. е. он по существу является алюминатом
алюминия. По химической природе оксид алюминия амфотерен, при высокой
температуре взаимодействует с кислотами и щелочами при сплавлении и
спекании. Температура плавления Al3O3 2042 ºС; кипения 3025 ºС.
Гидроксид алюминия Al(OH)3 образуется в виде белого студенистого
осадка в результате обменной реакции между растворами его соли и
щелочами. При нагревании гидроксид алюминия теряет молекулы воды и
переходит в оксид гидроксид Al(OH)O, а при прокаливании – в оксид. Легко
растворяется в кислотах и щелочах. Β последнем случае образуются
растворимые гидроксоалюминаты, содержащие ионы [Al(OH)4]– или
[Al(OH)6]3–.
Соли алюминия гидролизуются в растворах, вследствие этого некоторые
соли слабых кислот (сульфид, карбонат) невозможно получить из водных
растворов.
Многие соединения алюминия неустойчивы и при соприкосновении с
водой выделяют легко воспламеняющиеся газы. Например: (AlH3)n –
полиалюмогидрид, Al4C3 – карбид, Al4Si3 – силицид, LiAlH4 – алюмогидрид
лития. Пыль алюмогидрида лития и сплав алюминия с ферросилицидами
взрывоопасны. К взрывоопасным относятся и многие органические
соединения: трибутилалюминат Al(C4H9)3, триэтилалюминат Al(C2H5)3 и др.
РАСПРОСТРАНЕНИЕ Β ПРИРОДЕ
И ПОЛУЧЕНИЕ АЛЮМИНИЯ
По распространению в земной коре алюминий занимает первое место
среди металлов. Насчитывается более 250 минералов, содержащих
алюминий, наиболее распространенные – полевые шпаты (алюмосиликаты),
на долю которых приходится более половины массы земной коры.
Вследствие высокой химической активности алюминий может быть
получен только электролизом его расплавленных соединений. Электролизу
подвергают смесь оксида алюминия (глинозема) и гексафторалюмината
32
натрия Na3[AlF6] (криолита) с добавками фторида алюминия. Температура
плавления такой смеси составляет 665 ºC.
ИСПОЛЬЗОВАНИЕ АЛЮМИНИЯ Β ТЕХНИКЕ
Чистый алюминий, вследствие высокой электрической проводимости,
используется в электротехнике, прежде всего, для изготовления проводов.
Изготавливают из алюминия оболочки кабелей и фольгу для производства
конденсаторов, обмотки роторов электромашин.
Алюминий используется для плакирования стали с целью повышения ее
стойкости к коррозии. С этой целью используют также алитирование –
насыщение поверхности стали алюминием на глубину 0,02–1,2 мм. Β
металлургии широко применяют алюминотермию для получения
тугоплавких металлов – ванадия, хрома, марганца, а также для сваривания
металлических деталей. Для этого смесь порошкообразных алюминия и
оксида железа Fe3O4, называемую термитом, поджигают с помощью запала.
При этом происходит экзотермическая реакция:
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe + 3326 кДж,
температура поднимается до 3000ºC, железо течет на место стыка
металлических деталей, сваривая их.
Путем прессования спеченного алюминиевого порошка (САП) начали
получать материалы, отличающиеся высокой жаропрочностью. САП
применяют при изготовлении оболочек для урановых стержней,
используемых в ядерных реакторах.
Алюминиевые сплавы подразделяются на деформируемые и литейные.
Деформируемые отличаются высокой пластичностью и механической
прочностью, но коррозионная стойкость их сравнительно невелика
(дюралюмин). Литейные сплавы содержат легирующих добавок больше
предельной растворимости. Из них готовят различные фасонные отливки.
Алюминиевые сплавы применяют в самолетостроении, судостроении,
ракетостроении, промышленном и гражданском строительстве, химической
промышленности.
Пыль алюминия и его оксида поражают главным образом легкие и
слизистые оболочки носа, рта и глаз. Накопление алюминия в костях при
недостатке кальция приводит к их разрушению, а так же к развитию
заболеваний ЦНС.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Влияние оксидной пленки на химическую активность алюминия.
Выполнение работы. Две алюминиевые гранулы обработайте наждачной
бумагой и обезжирьте в спирте. На одну из пластин нанесите Hg(NO3)2 и
наблюдайте образование амальгамы (сплава Al и Hg). После этого испытайте
отношение обеих гранул к воде при комнатной температуре и при
нагревании. Напишите реакцию взаимодействия алюминия с водой.
33
Опыт 2. Отношение алюминия к кислотам и щелочам.
Выполнение работы. Испытайте действие растворов концентрированной
и 2 н серной кислот, а также концентрированного раствора NaOH на
алюминий. Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Пассивирование алюминия.
Выполнение работы. Алюминиевую пластинку погрузите на 5 мин в
10 % раствор K2Cr2O7, раствор слейте и пластинку промойте. Затем
испытайте отношение этой пластинки к соляной кислоте. Объясните
уменьшение химической активности алюминия, обработанного в растворе
дихромата калия.
Опыт 4. Получение гидроксида алюминия и его амфотерность.
Выполнение работы. Получите Al(OH)3 и исследуйте его отношение к
кислотам, щелочам и NH4OH. Напишите уравнение реакций, сделайте вывод
о химической природе Al(OH)3.
Опыт 5. Гидролиз солей алюминия.
Выполнение работы. К AlCl3 прилейте по каплям воду и наблюдайте,
что при этом происходит. Опытным путем установите характер среды
раствора. Запишите уравнение реакции гидролиза AlCl3.
Опыт 6. Образование фторалюминатных комплексов в растворе.
Выполнение работы. Β пробирку с водой внесите AlF3. Добавьте
фторид натрия. Объясните растворение AlF3 при добавлении NaF. Запишите
уравнение реакции.
Сделайте вывод об активности алюминия, отношении его к воде
кислотам и щелочам, комплексообразовании, свойствам гидроксида.
Контрольные вопросы
1. Напишите полную электронную формулу атома алюминия, иона Al3+.
2. Закончите уравнение реакций:
Al + HCl = …
Al + HNO3(разб) = …
3. Вычислите Δ Gº298 реакций Al2O3(к) с SO3 (к) и Na2O(к) если:
Δ Gº кДж/моль
Al2O3
- 1583,3
Na2O(k)
– 376,1
SO3(к)
– 368,6
Какая из функций – основная или кислотная – преобладает у Al2O3 в
указанных реакциях?
4. Какое значение pH (>7<) будут иметь растворы солей алюминия AlCl3,
Al2(SO4)3 ?
34
5. Почему Al можно использовать для плакирования и алитирования
сталей?
6. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления следующих превращений:
AlÆÆAl2(SO4)3ÆÆNa[Al(OH)4]ÆÆAl(NO3)3.
7. Закончите уравнение реакции:
K2CrO4 + Al + H2SO4ÆCr2O3 + …
8. Назовите сплавы алюминия, области их применения.
9. Какие соединения алюминия обладают опасными свойствами.
Лабораторная работа № 9
МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: Изучение химических свойств меди и ее соединений.
Медь Cu и ее электронные аналоги – серебро Ag и золото Au являются
элементами побочной подгруппы первой группы периодической системы
элементов Д. И. Менделеева.
3d104s1
Валентные электроны,
Радиус атома,
нм
0,28
Содержание в земной коре,
%
5x10-2
Плотность,
г/см3
8,96
Температура плавления,
ºС
1085
Температура кипения,
ºС
2551
Еº 298 Cu2+/Cu,
В
0,34
Еº 298 Cu+/Cu,
В
0,52
Β химическом отношении медь является малоактивным металлом.
Наиболее устойчивы соединения меди, в которых она имеет степень
окисления +2. Соединения меди в степени окисления +1 обладают
восстановительными свойствами, а соединения меди в степени окисления +3
крайне неустойчивы и обладают сильными окислительными свойствами. При
обычной температуре на воздухе медь вполне устойчива – сухой кислород на
нее не действует. Но в присутствие влаги и диоксида углерода поверхность
35
меди покрывается зеленоватым налетом карбоната гидроксомеди
(CuOH)2CO3. При нагревании до 375 ºС медь окисляется до черного оксида
меди (II) CuO, выше 375 ºС – до Cu2O. С чистой водой медь не
взаимодействует. Не действуют на нее и растворы неокисляющих кислот.
Однако аэрированные растворы кислот, даже таких слабых, как угольная,
действуют на медь с образованием соответствующих солей:
Cu +1/2O2 + HCl Æ CuOHCl ;
2Cu + O2 + H2CO3 Æ (CuOH)2CO3.
Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет медь,
восстанавливаясь при этом до оксида серы. Азотная кислота окисляет медь,
восстанавливаясь при этом: концентрированная – до NO2, разбавленная – до
NO.
СОЕДИНЕНИЯ МЕДИ
Медь образует с кислородом следующие простые оксиды: Cu2O, CuO и
крайне неустойчивый Cu2O3. Все они нерастворимы в воде. Оксид меди Cu2O
имеет основной характер, CuO – амфотерный (с преобладанием основных
свойств), Cu2O3 – слабокислотный характер.
Медь образует со всеми галогенами моногалиды с общей формулой CuГ
(или Cu2Г2) и дигалиды – CuГ2 (кроме CuJ2, который неустойчив). Β
безводном состоянии они получаются при непосредственном взаимодействии
меди с соответствующими галогенами. Все дигалиды хорошо растворимы в
воде и подвергаются в растворе гидролизу.
Из соединений меди с серой известны сульфиды Cu2S и CuS, которые
встречаются в природе в виде минералов. Сульфиды меди в воде
нерастворимы.
Гидроксид меди (II) получают в результате реакций обмена растворимых
солей меди (II) с растворами щелочей:
Cu2+ + 2OH– Æ Cu(OH)2.
При нагревании он легко разлагается на оксид меди CuO и воду.
Гидроксид меди (II) взаимодействует с растворами кислот, образуя
соответствующие соли меди (II). Β концентрированных растворах щелочей
он часто растворяется с образованием комплексных тетрагидрооксокупратионов:
Cu(OH)2 + 2OH– Æ [Cu(OH)4]2–.
Водные растворы солей меди (II) имеют характерный сине-голубой цвет.
Эта окраска обусловлена присутствием в растворах гидратированных ионов
[Cu(H2O)4]2+. Из солей меди вырабатывают разнообразные по цвету
минеральные краски. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят,
т. е. покрывают слоем олова, чтобы предотвратить возможность образования
медных солей.
36
ПОЛУЧЕНИЕ МЕДИ
Будучи слабым восстановителем, медь встречается в природе в
самородном состоянии. Однако наиболее важными рудами меди являются
сульфидные минералы, из которых наиболее распространены Cu2S –
халькозин, или медный блеск; CuFeS2 – халькопирит, или медный колчедан.
Основными процессами выделения меди являются:
2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2.
Затем Cu2O вступает в реакцию с оставшимся Cu2S, в результате которой
получается металлическая медь:
2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2.
Полученная черновая медь содержит около 96 % меди и примеси
различных металлов. Черновую медь подвергают рафинированию с целью
получения чистой меди.
ИСПОЛЬЗОВАНИЕ МЕДИ Β ТЕХНИКЕ
Медь и сплавы на ее основе находят широкое применение в различных
областях техники. Чистая медь (99,9 % Cu) в больших количествах
используется в электротехнической промышленности для изготовления
электрических проводов, контактов и других деталей, а также в
теплообменных аппаратах. Благодаря высокой пластичности медь
используется для изготовления холоднотянутых проволок, используемых в
радиоэлектронике.
На основе меди изготавливаются различные сплавы, которые
применяются во многих областях промышленности – в станко-, авто-, судо-,
авиа-, аппаратостроении, для художественного литья и т. д. Содержание
легирующих добавок может доходить до 50 %. Легирующие добавки
повышают твердость и прочность, устойчивость по отношению к коррозии,
пластичность и другие свойства.
Основными сплавами меди являются латуни (Cu –Zn), бронзы (Cu – Sn,
Cu – Al, Cu – Be и др.) и медно-никелевые сплавы – мельхиор, константан и
др.
Медь в виде микропримесей входит в комплексные органические
соединения, играющих важную роль в кроветворении у человека. Избыток
ионов Cu2+ связывает гидросульфидные группы ферментов и действует на
организм угнетающе, приводя к заболеваниям психики и параличу,
соединения меди вызывают резкое раздражение слизистых оболочек верхних
дыхательных путей и желудочно-кишечного тракта. При систематическом
действии солей меди на организм человека отмечается поражение зубов и
слизистой оболочки рта, язвенная болезнь желудка, на деснах появляется
темно-красная полоса. Дефицит меди служит одной из причин раковых
заболеваний.
37
В малых дозах соединения меди используют в медицине как вяжущее
средство. При ожогах кожи фосфором проводят ее обильное смачивание 5%
раствором сульфата меди (II).
Экспериментальная часть
Опыт 1. Отношение меди к кислотам.
Выполнение работы. Β пробирки с растворами следующих кислот:
соляной, серной (концентрир. и разбавл.), азотной (концентрир. и разбавл.)
добавьте по кусочку меди. Запишите уравнения соответствующих реакций.
Опыт 2. Получение гидроксида меди (II) и исследование его свойств.
Выполнение работы. Получите гидроскид меди (II) и проверьте, как
взаимодействует полученный гидроксид меди (II) с кислотами и щелочами.
Напишите уравнение реакций и сделайте вывод о свойствах гидроксида меди
(II).
Опыт 3. Получение оксида меди (I), меди (II).
Выполнение работы. а) оксид меди (II). Получите гидроксид меди
(II) и нагрейте в стаканчике с водой до кипения. Отметьте цвет оксида меди
(II), напишите уравнение реакции;
б) оксид меди (I). Получите гидроксид меди (II). Добавьте в пробирку
две капли раствора щелочи и две капли раствора глюкозы, перемешайте.
Поместите пробирку в стаканчик с водой и нагрейте. Запишите уравнение
химической реакции, учитывая, что глюкоза C6H12O6 переходит в
глюконовую кислоту С6H12O7.
Опыт 4. Получение комплексного соединения меди (II).
Выполнение работы. К пяти каплям раствора сульфата меди (II)
осторожно, по каплям, добавьте
10 %–ный раствор аммиака. Напишите уравнения реакций, учитывая, что
в осадок выпадает основной сульфат меди (II) (CuOH)2SO4, который затем
растворяется в избытке раствора аммиака с образованием комплексного
соединения – сульфата тетрааминмеди.
Опыт 5. Окислительные свойства соединений меди (II).
Выполнение работы. К раствору сульфата меди (II) добавьте по каплям
раствор иодида калия. Какое вещество изменяет цвет раствора? Напишите
уравнение окислительно-восстановительной реакции, укажите окислитель,
восстановитель.
Сделайте вывод об активности меди и отношении ее к кислотам, о
наиболее характерных степенях окисления, комплексообразовании,
окислительно-восстановительных свойствах соединений.
38
Контрольные вопросы
1. Напишите полную электронную формулу атома меди, укажите
валентные электроны. Какие степени окисления проявляет медь в своих
соединениях?
2. Почему восстановительные свойства меди выражены слабее, чем у
щелочных металлов?
3. Что произойдет при действии на медь серной кислоты:
а) разбавленной; б) концентрированной.
4. Какие из приведенных солей мало растворимы в воде:
CuCl2, CuS, CuSO4, Cu(NO3)2, (CuOH)2CO3?
5. Какое основание Cu(OH)2 или [Cu(NH3)4](OH)2 проявляет более
основные свойства? Почему?
6. Пользуясь таблицей окислительно-восстановительных потенциалов,
определите, можно ли ионами Fe2+ восстановить Cu2+ до свободного
состояния.
7. Какие соединения меди обладают опасными свойствами
Лабораторная работа № 10
ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: изучение химических свойств железа и его соединений.
Железо является d–элементом, у которого начинается заполнение d–
орбитали предвнешнего слоя вторым электроном.
3d64s2
Валентные электроны,
Радиус атома,
нм
0,26
Содержание в земной коре,
%
1,5
Плотность,
г/см3
7,89
Температура плавления,
ºС
1536
Температура кипения,
ºС
2740
Еº 298 Fe2+/Fe,
Β
- 0,44
Eº298 Fe3+/Fe,
В
- 0,137
Железо – металл средней химической активности. Наиболее характерны
степени окисления +2, +3; известны соединения со степенями окисления +4,
+6. Β отсутствии влаги в обычных условиях железо пассивируется, но во
39
влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной. При
нагревании взаимодействует почти со всеми кислотами.
Железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя
производные Fe(II). Β концентрированных HNO3 и H2SO4 пассивируется, но
при нагревании реагирует с этими кислотами с образованием производных
Fe(III). Β обычных условиях в щелочах железо не растворяется. Для железа
характерно образование комплексных соединений с координационным
числом 6.
СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II)
Железо (II) образует соли почти со всеми анионами. При выпаривании из
водных растворов обычно выделяются кристаллогидраты, например,
FeSO4×7H2O (железный купорос), (NH4)2Fe(SO4)2×6H2O (соль Мора).
Гидрооксид железа, Fe(OH)2, имеет основной характер. Неустойчив,
кислородом воздуха быстро окисляется до Fe(OH)3. Ион Fe2+ – хороший
комплексообразователь. Координационное число в большинстве соединений
равно 6. Обнаружить присутствие Fe2+ в растворах можно с помощью
характерной реакции его с раствором гексацианоферрата (III) калия (красной
кровяной соли) K3[Fe(CN)6], в результате которой образуется синий осадок
гексацианоферрата (III) железа – турнбулева синь:
3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 6K+.
Соединения железа (II) – хорошие восстановители. Наибольшее
применение в практике находит сульфат железа (II), FeSO4 × 7H2O.
Применяется при борьбе с вредителями растений, в производстве
минеральных красок, при крашении тканей.
СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)
Соли железа (III) в водных растворах гидролизуются в заметной степени:
FeCl3 + H2O = FeOHCl2 + HCl.
Гидроксид Fe(OH)3 – красно-коричневый осадок, амфотерен. При его
сплавлении со щелочами образуются соли – ферриты, содержащие ион FeO2–.
Ферриты состава Me(FeO2)2, где Ме – Mn, Co, Ni ферромагнитны. Их
применяют в электротехнике, в частности, в производстве магнитных
звуковых лент.
Соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства. Ион Fe3+ хороший комплексообразователь. Обнаружить присутствие Fe3+ в растворах
можно с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли),
образующей с ионами Fe3+ синий осадок – берлинскую лазурь; либо с
помощью роданида аммония (или калия) NH4SCN, дающего с ионами железа
(III) характерный темно-красный осадок роданида железа:
4Fe3+ + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12K+;
40
Fe3+ + 3NH4SCN = Fe (SCN)3 + 3NH4+.
Из солей железа (III) наибольшее применение находят Fe2(SO4)3, FeCl3.
Их применяют в качестве коагулянтов при очистке воды, а также для
травления металлов. Осадок берлинской лазури, Fe4[Fe(CN)6]3, используется
в качестве краски.
РАСПРОСТРАНЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА
На Земле железо находится в виде четырех стабильных изотопов. Оно
входит в состав многочисленных минералов, образующих скопление
железных руд. Основные из них: бурые железняки (основной минерал
гидрогетит HFeO2×nH2O), красные железняки (основной минерал гематит
Fe2O3), магнитные железняки (основной минерал магнетит Fe3O4) и др.
Процесс получения железа из руд – это восстановление руд оксидом
углерода (II):
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
При этом получается чугун, из которого последующей переработкой
(бессемерованием, мартеновским способом, электроплавкой в вакууме)
получают сталь и техническое железо. Железо в чистом виде получают
электролизом растворов его солей, термическим разложением ряда
соединений.
ПРИМЕНЕНИЕ ЖЕЛЕЗА И ЕГО СПЛАВОВ
Вся современная техника связана с применением железа и его сплавов.
Основными сплавами железа являются чугун (>2,14% С) и стали, которые
деляться на углеродистые и легированные. Последние в качестве
легирующих компонентов могут содержать Cr, Mn, Ni, Co, Ti, W, Mo, V, Si,
Cu, и т.д.
Железо – жизненно-важный микроэлемент. Железо (II) – составная часть
гемоглобина крови, являющегося переносчиком кислорода в живом
организме. Fe (II) является активным центром в процессе связывания
кислорода. Процесс присоединения кислорода обратим: в легких, где
парциальное давление кислорода высокое, молекула О2 присоединяется к
атому железа, а в тканях, где парциальное давление низкое, он
освобождается. Недостаток железа в организме приводит к анемии, избыток
– к сидерозу глаз и легких – заболеваниям, вызываемых отложением железа в
тканях этих органов. У взрослого человека в крови содержится около 2,6 г
железа. Для пополнения железа, потерянного с распадом гемоглобина,
человеку необходимо поступление в организм с пищей в среднем около 12 мг
этого элемента ежедневно.
41
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами.
Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия железа со
следующими кислотами: HCl 2 н; H2SO4 2 н; HNO3 2 н; H2SO4 –
концентрированная (пробирку с концентрированной серной кислотой
немного подогрейте). Убедитесь в том, что в хлороводородной и
разбавленной серной кислоте образуются ионы Fe2+, а в азотной и
концентрированной серной кислоте – ионы Fe3+. Напишите уравнения
проведенных реакций. Какие ионы являются окислителями в каждой из этих
реакций?
Опыт 2. Гидрокcид железа (II).
Выполнение работы. Получите Fe(OH)2 обменной реакцией между
сульфатом железа (II) и гидроксидом натрия. Наблюдайте через 1–2 минуты
побурение осадка вследствие окисления гидроксида железа (II) в гидроксид
железа (III). Запишите уравнение реакций получения гидроксида железа (II) и
его окисления под действием кислорода воздуха и воды.
Опыт 3. Восстановительные свойства соединений железа (II).
Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия между
раствором сульфата железа (II) и азотной кислотой. Β пробирку, где
проходила реакция, добавьте 1–2 капли роданида аммония. Β какой цвет
окрасился раствор? О чем это говорит? Запишите уравнения реакции, считая,
что азотная кислота восстанавливается до NO.
Опыт 4. Гидроксид железа (III).
Выполнение работы. В двух пробирках получите Fe(OH)3 обменной
реакцией между хлоридом железа(III) и гидроксидом натрия. Β одну
пробирку добавьте разбавленной кислоты до растворения осадка, во второй
проверьте растворимость Fe(OH)3 в щелочи. Запишите уравнения реакций.
Опыт 5. Окислительные свойства соединений железа (III).
Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия между
растворами хлорида железа (III) и иодида калия. Объясните в какой цвет и
почему окрашивается раствор. Запишите уравнение реакции.
Опыт 6. Гидролиз солей железа.
Выполнение работы. Растворите в двух пробирках хлорид железа (III),
добавьте в раствор лакмус. Определите по цвету реакцию среды. Одну из
пробирок нагрейте. Что наблюдается при нагревании? Запишите уравнение
реакции гидролиза FeCl3.
Сделайте выводы о наиболее характерных степенях окисления железа,
отношению железа к кислотам, окислительно-восстановительных свойствах
соединений железа, способности солей к гидролизу.
42
Контрольные вопросы
1. Напишите полную электронную формулу атома железа, ионов Fe2+,
Fe3+, Fe6+.
2. Окислителями или восстановителями являются ионы железа Fe2+ и
Fe3+ в химических реакциях? Подтвердите примерами реакций.
3. Какая из солей, образованных катионом Fe3+ и анионами приведенных
ниже кислот, хорошо растворима в воде?
а) H3PO4;
б) HSCN; в) H2SiO3; г) HCl; д) H2CO3.
4. Напишите уравнения двух реакций, при помощи которых можно
различить в растворе железо в степенях окисления +II и +III.
5. Почему при приготовлении водных растворов солей железа (III)
добавляют кислоту?
6. Закончите уравнение реакции
FeSO4 + KJO3 + H2SO4 = J2 + …
7. Могут ли совместно существовать в растворе
FeCl3 и H2S;
FeSO4 и KMnO4;
FeSO4 и H2S.
8. Какая соль: FeSO4 или FeCl3, в большей степени подвергается
гидролизу? Ответ мотивируйте.
9. Назовите основные сплавы железа.
10. Роль железа и его соединений в процессах жизнедеятельности.
Лабораторная работа № 11
ЦИНК И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: Изучение химических свойств цинка и его соединений.
Цинк Zn и его электронные аналоги – кадмий Cd и ртуть Hg составляют
побочную подгруппу второй группы периодической системы элементов Д. И.
Менделеева.
3d104s2
Валентные электроны,
Радиус атома,
нм
0,39
Содержание в земной коре,
%
0,001
Плотность,
г/см3
7,1
Температура плавления,
ºС
419
Температура кипения,
ºС
906,2
Еº
Β
- 0,76
298 Zn2+/Zn,
43
Цинк – химически активный металл, легко взаимодействует с
элементарными окислителями. Β результате взаимодействия с кислородом
при обычной температуре на поверхности цинка образуется тончайшая
оксидная пленка, которая защищает металл от дальнейшего окисления.
Β соответствии со значением электродного потенциала цинк
взаимодействует с водой и разбавленными растворами кислот с выделением
кислорода. Однако, вследствие образования на поверхности цинка
нерастворимой гидроксидной пленки, его взаимодействие с водой быстро
прекращается. С азотной кислотой, как концентрированной, так и
разбавленной, цинк взаимодействует с образованием нитрата цинка и
продуктов восстановления азота; концентрированная серная кислота также
действует на цинк как окислитель. Β щелочах цинк растворяется, образуя
гидроксоцинкаты:
Zn + 2H2O + 2(OH–) = H2 + [Zn(OH)4]2–.
СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКА
Оксид цинка ZnO образуется при непосредственном взаимодействии
металла с кислородом, а также при термическом разложении гидроксида,
нитрата, карбоната цинка. Оксид цинка по химической природе амфотерен; с
водой не взаимодействует.
Цинк образует со всеми галогенами соли общей формулы ZnГ2. Из
галидов цинка наиболее важное значение имеет хлорид цинка ZnCl2. Раствор
хлорида цинка в соляной кислоте (так называемая «травленая кислота»)
используется при пайке металлов, так как он способствует удалению с
поверхности металлов оксидов и гидроксидов. Механизм этого процесса
сводится к образованию комплексных соединений. Например, гидроксидная
пленка, находящаяся на поверхности цинка, растворяется в растворе хлорида
цинка с образованием комплексного соединения:
3Zn(OH)2 + ZnCl2 = [Zn(OHZnOH)3]Cl2.
Гидроксид цинка образуется в виде белого рыхлого осадка в результате
обменных реакций между растворами солей цинка и щелочами. Гидроксид
цинка вследствие его амфотерного характера растворяется в избытке щелочи:
Zn(OH)2 + 2OH– = [Zn(OH)4]2–.
ПОЛУЧЕНИЕ ЦИНКА
Цинк получают из руд: цинковая обманка (сульфид цинка), галмей
(карбонат цинка), виллемит (силикат цинка).
Предварительно обогащенную руду, например, сульфид, подвергают
обжигу, в результате которого образуются оксиды цинка и серы:
2ZnS + 3O2 = ZnO + 2SO2.
Оксид цинка подвергают восстановлению углем при температуре 1200
ºС, причем цинк получают в виде паров, конденсирующихся с образованием
44
пыли, или же растворяют в серной кислоте. Образовавшийся раствор
сульфата цинка подвергают электролизу, в результате чего получают более
чистый цинк.
ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ЦИНКА Β ТЕХНИКЕ
Около 40 % добываемого цинка используется на цинкование, т. е.
покрытие поверхности черных металлов для защиты их от коррозии.
Покрытие черных металлов цинком производится различными способами:
горячим цинкованием, т. е. погружением металла в горячий цинк,
распылением расплавленного цинка по поверхности черного металла;
действием
парами
цинка
на
поверхность
черного
металла;
электротехнически. Цинк применяют для изготовления технически важных
сплавов: с медью (латунь, томпак), алюминием, никелем, а также в
производстве цинково-угольных гальванических элементов (элементы
Лекланше). Их используют в батареях карманных фонарей, в телефонной,
телеграфной и радиотехнике. Цинковая пыль используется в химических
производствах в качестве восстановителя, оксид цинка применяется в
качестве белой краски (цинковые белила).
Цинк и его соединения не являются токсичными для человека. Дефицит
цинка в организме приводит к повреждению кожи, замедлению роста.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Отношения цинка к кислотам.
Выполнение работы. Β пробирки с растворами следующих кислот:
соляной, серной (концентрир. и разбавл.), азотной (концентрир. и разбавл.)
добавьте по кусочку цинка. Запишите уравнения соответствующих реакций.
Опыт 2. Растворение цинка в щелочах.
Выполнение работы. Насыпьте в пробирку один микрошпатель
цинковой пыли и прилейте 2–3 капли концентрированного раствора
гидроксида натрия. Напишите уравнение реакции, составьте электронную
схему, укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 3. Получение и свойства гидроксида цинка.
Выполнение работы. Получите гидроксид цинка и проверьте его
отношение к кислотам и щелочам. Напишите уравнения соответствующих
реакций и сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка.
Опыт 4. Получение комплексного соединения цинка.
Выполнение работы. К раствору соли цинка добавьте по каплям 2 н
раствор аммиака. Напишите уравнения реакций получения гидроксида цинка
45
и растворения его в избытке раствора аммиака за счет образования иона
[Zn(NH3)4]2+.
Опыт 5. Восстановительные свойства цинка.
Выполнение работы. К раствору перманганата калия добавьте одну
каплю 2 н раствора серной кислоты и кусочек цинка. Изменение малиновой
окраски происходит за счет восстановления перманганата иона в ион марганца
(II): (MnO4)– Æ Mn2+. Напишите уравнение окислительно-восстановительной
реакции, составьте электронную схему, укажите окислитель и
восстановитель.
Сделайте вывод об активности цинка, отношению к кислотам и щелочам,
наиболее характерных степенях окисления, комплексообразовании,
свойствах гидроксидов и оксидов.
Контрольные вопросы
1. Напишите полную электронную формулу атома цинка, укажите
валентные электроны, распишите их по энергетическим ячейкам.
2. Запишите формулы различных типов солей, которые образует
гидроксид цинка.
3. Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении к
раствору содержащему ионы Zn2+:
а) избытка щелочи; б) избытка раствора аммиака.
4. Напишите координационную формулу и назовите соединение:
Zn(OH)2×2KOH.
5. Закончите уравнение реакций:
Zn + NaNO3 + NaOH = NaNO2 +…
ZnCl2 + HOH = …
6. Β состав каких сплавов входит цинк?
7. Токсичность цинка и его соединений.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ ХОРОШО
РАСТВОРИМЫХ СОЛЕЙ
Цель: Определить теплоту растворения неизвестной соли.
Приборы и реактивы
1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:
— центральный контроллер;
46
—модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150
см ), термодатчиком и устройством для размещения навески соли в
термостате.
1. Навеска соли с известной теплотой растворения (2 г) и навеска
неизвестной соли (2 г).
3
Теоретическая часть
Термохимия — это раздел химической термодинамики, в котором
изучаются тепловые явления, сопровождающие различные физикохимические процессы (химические реакции, фазовые переходы и др.). При
химических превращениях происходит изменение внутренней энергии
системы, обусловленное тем, что внутренняя энергия продуктов реакции
отличается от внутренней энергии исходных веществ. Изучение этих
изменений имеет большое значение для термодинамических и
технологических расчетов и, кроме того, является одним из путей изучения
энергии отдельных химических связей в молекуле и количественной оценки
прочности этих связей. Термохимия, как и термодинамика в целом, оперирует только с веществом, т. е. с макроскопическими объектами, а не с
индивидуальными частицами, их ассоциатами, ионами и т. д. Изменение
внутренней энергии в различных процессах происходит путем поглощения
или выделения теплоты и совершения работы. Тепловым эффектом
химической реакции называется количество теплоты (кДж), которое
выделяется или поглощается при необратимом протекании реакции, когда
единственным видом работы является работа расширения, а температуры
исходных веществ и продуктов реакции одинаковы.'
Тепловой эффект реакции определяется не только природой
реагирующих веществ, но и их агрегатным состоянием. Поэтому в
термохимии при написании химических уравнений принято включать
тепловой эффект и указывать агрегатное состояние реагентов через символы
(г), (ж), (т) или (к) означающие газообразное, жидкое и твердое или
кристаллическое состояния. Такая запись называется термохимическим
уравнением. Термохимические уравнения отличаются от обычных уравнений
химических реакций указанием всех тех параметров от которых зависит
тепловой эффект реакции. Например,
РСl5 (тв.) + Н2О(г.) → Р0Cl3(ж.) + 2HCl + Q1 ,
Si(кp.) + О2 (г.) = 0,75SiO2 (аморф.) + 0,25SiO2 (кр.) + Q2.
В основе термохимии лежит следующий закон: тепловой эффект
реакции не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и
конечного состояния системы, открытый и экспериментально проверенный
Г. И. Гессом в 1840 году.
Закон Гесса позволяет находить тепловые эффекты любых реакций из
сравнительно небольшого числа исходных данных. Такими данными
являются теплоты образования и теплоты сгорания, значения которых для
стандартных условий приведены в справочной литературе.
47
Теплотой образования называется тепловой эффект образования одного
моля соединения из простых веществ. При этом, теплота образования простых веществ (N2, Н2, О2 и др.) принимается равной нулю. Простые вещества
рассматриваются в том агрегатном состоянии и той модификации, в какой
они устойчивы при стандартных условиях. При расчетах тепловых эффектов
по теплотам образования пользуются правилом, которое вытекает из закона
Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности между сумой
теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования
исходных веществ. В математической форме это правило записывается
следующим образом:
ΔrH0 = Σ(νjΔfHj)пр - Σ(νjΔfHj)исх ,
(12.1)
где ΔrH0- тепловой эффект реакции; Σ(νjΔfHj)пр —сумма теплот образования продуктов реакции; Σ(νjΔfHj)исх — сумма теплот образования исходных
веществ; νj — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
При расчете тепловых эффектов реакций при температурах, отличных от
стандартной, используются теплоемкости. Теплоемкость является одной из
важнейших характеристик индивидуального вещества. Теплоемкость
веществ широко используется при проведении многих термодинамических
расчетов (тепловых балансов, энтропии, химического равновесия и др.).
При физико-химических и термодинамических расчетах, как правило,
пользуются молярными теплоемкостями.
Средней теплоемкостью с в интервале температур от Т, до Т2 называется
отношение конечного количества теплоты, подведенной к одному молю
вещества, к разности температур Т2 – Т1 .
с = Q/ Т2 – Т1.
(12.2)
Теплота является объектом изучения в калориметрии. Термохимические
данные получают путем калориметрических измерений. В принципе,
большинство калориметрических измерений сводится к тому, что процесс,
тепловой эффект которого должен быть измерен, проводят в специальном
приборе - калориметре и наблюдают вызванное этим процессом изменение
температуры ΔТ.
Тепловой эффект процесса, изменение температуры, теплоемкости и
массы веществ, связаны между собой уравнением теплового баланса
Qp=ΔH= (m1c1 +m2c2 +······· +mncn) ΔТ,
(12.3)
где mj и сj-— масса и теплоемкость исследуемого вещества и частей
калориметра, участвующих в теплообмене.
Теплота растворения твердого соединения с ионной кристаллической
решеткой определяется в основном суммой двух величин: теплоты
разрушения кристаллической решетки и теплоты сольватации ионов
молекулами растворителя. В связи с тем, что на разрушение кристаллической
решетки теплота затрачивается, а процесс сольватации сопровождается
48
выделением теплоты, знак теплоты растворения может оказаться как
положительным, так и отрицательным, в зависимости от того, какое из двух
слагаемых больше по абсолютной величине.
Теплота растворения зависит от концентрации образующегося раствора.
Например, при растворении одного моль СиСО3 • 2 Н2О в 8 моль воды
поглощается 3.35 кДж теплоты, при растворении того же количества
кристаллогидрата в 12 молях воды теплота растворения равна нулю, а при
растворении в очень большом количестве воды выделяется 17.67 кДж
теплоты.
Различают интегральную и дифференциальную теплоты растворения.
Теплота, которая поглощается или выделяется при растворении одного моль
вещества в таком количестве растворителя, чтобы образовался раствор с
определенной моляльностью т, называется интегральной теплотой
растворения. Дифференциальной теплотой растворения называется тепловой
эффект, сопровождающий процесс растворения одного моль вещества в
бесконечно большом количестве растворителя.
Дифференциальные теплоты растворения определяются расчетным
методом. Интегральные теплоты растворения находятся экспериментально.
Выполнение работы. Калориметром называется прибор, служащий для
измерения тепловых эффектов различных физико-химических процессов, а
также для определения теплоемкостей.
Важнейшими частями калориметра являются: калориметрический сосуд,
емкость
с
калориметрической
жидкостью
(часто
в
качестве
калориметрической жидкости используется вода), в которой растворяется
исследуемое вещество и защитная оболочка, уменьшающая тепловое
взаимодействие калориметра с окружающей средой. Способы изолирования
калориметра от теплового воздействия различны. В данном практикуме
применяется калориметр с изотермической оболочкой. В крышке
калориметра имеются отверстия, куда вставляется пробирка с исследуемым
веществом и датчик температуры.
При растворении исследуемого вещества температура растворителя
изменяется и, по изменению температуры, рассчитывают тепловые эффекты
различных процессов или теплоемкости.
Для экспериментального определения теплоты растворения неизвестной
соли вначале определяют постоянную калориметра. Для этого стакан, в
который налито 100 см3 дистиллированной воды, устанавливают в
калориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком
температуры. В отверстие крышки вставляют специальную пробирку, в
которую предварительно насыпано 2 г измельченной соли с известной
теплотой растворения (КС1 или NH4C1). Подключение термостата к
контроллеру, подключение термодатчика, включение перемешивания и
измерение температуры в ходе опыта проводят согласно приложению.
Проводят растворение соли по методике. «Получение температурных
данных». Графическим методом определяют изменение температуры при
49
растворении соли и рассчитывают постоянную калориметра. Затем выливают
из стакана раствор, ополаскивают дистиллированной водой, наливают в него
100 см3 дистиллированной воды и устанавливают в калориметр. Затем
проводят растворение 2 г неизвестной соли аналогично растворению соли с
известной теплотой растворения, определяют изменение температуры и
рассчитывают интегральную теплоту растворения.
Получение температурных данных.
При определении
действительного
изменения
температуры
фиксируют темпеpaтуру
калориметрической жидкости в стакане, помещенном в подготовленный для
работы калориметр, до тех пор, пока изменение температуры не станет
одинаковым и незначительным или изменение температуры не будет
наблюдаться (не менее 5 минут). Затем начинают термохимический опыт
(например, растворение соли), не прерывая записи температуры. Это так
называемый главный период. По окончании главного периода, когда
изменение температуры снова станет равномерным, продолжают записывать
температуру еще 5 минут, после чего опыт считаю законченным.
Перемешивание жидкости мешалкой облегчает быстрое достижение
теплового равновесия в калориметре.
Графический метод определения действительного
изменения температуры
Обработка полученных данных. По полученным экспериментальным
данным строится график в координатах температура — время.
Получающийся график имеет следующий вид.
t
m
K
n
τ
Время, относящееся к участку АВ, называется «начальным периодом»,
ВС— «главным периодом», СД — «конечным». Чтобы определить
действительное изменение температуры AT. проводят линии через точки,
фиксирующие равномерное изменение температуры начального и конечного
периодов АВ и СД. За начало главного периода принимают момент начала
растворения соли, после которого начинается резкое изменение температуры,
50
а за конец главного периода — точку, которая первой ложится на прямую
СД. Точки В и Спроектируют на ось ординат, находят середину отрезка тп и
проводят линию кр. Через точку g проводят вертикаль. Экстраполируют
линейные участки АВ и СД до пересечения с вертикалью в точках Е и F.
Отрезок EFсоответствует изменению температуры AT в калориметрическом
опыте с учетом поправки на теплообмен.
Крутизна линии ВС зависит от характера и условий протекания
исследуемого теплового процесса. Крутизна линий АВ и СД зависит от
характера теплообмена с окружающей средой. Таким образом, по виду
кривой АВСД можно судить о качестве проведенного опыта и учесть его
недостатки при проведении следующих опытов. Точность определения
изменения температуры за счет теплового процесса является основным факτ
тором, определяющим точность конечного результата.
Расчет теплоты растворения проводят на основе уравнения теплового
баланса
Q = [(m1 + т2 )с +
n
∑
mjcj] ΔТ ,
(12.4)
j ≥3
где m1 и т2 — масса воды и соли, соответственно, г;
с—теплоемкость образующегося раствора, Дж г–1 К–1), (для водных
растворов с небольшой концентрацией растворенного вещества можно
принять, что с = 4.18Дж г–'К–1); mj и сj— масса и теплоемкость составных
частей калориметра.
Точно определить mj и сj не представляется возможным. Поэтому
n
∑
mj ·
j ≥3
cj обозначают символом К, называемым постоянной калориметра и определяют его значение по изменению температуры при растворении
определенного количества соли с известной теплотой растворения.
Постоянная калориметра К—количество тепла, которое необходимо
подвести к участвующей в теплообмене части калориметра, чтобы поднять
его температуру на 1 °С. Уравнение теплового баланса запишется тогда:
Отсюда
Q = [(m1 + тг )с + K] ΔТ.
(12.5)
Q
) ,
−(
+
ΔΤ m1 m2 c
(12.6)
K
=
где Q = ΔН т2; ΔН— интегральная теплота растворения соли, Дж г–1.
В качестве соли с известной теплотой растворения можно использовать
КС1 или NH4C1. Интегральные теплоты растворения солей даны в
справочнике.
В справочнике интегральные теплоты растворения даны для стандартной
температуры 298 К. Если температура воды, в которой растворяют соль,
отличается от стандартной, то теплота растворения будет иной. Поэтому
опыт нужно проводить при стандартной температуре или рассчитывать
51
интегральную теплоту растворения для данной температуры с помощью
уравнений типа ; ΔН = ΔН 298 k (298 - Т), где k — коэффициент, характерный
для каждой соли. Например, для КС1
ΔН уд = 256.9-3.89(298-Т),Дж г1.
Теплота растворения соли зависит от концентрации образующегося
раствора. Поэтому необходимо рассчитать концентрацию раствора,
образующегося при растворении соли с известной теплотой растворения и, в
соответствии с этим, интерполяцией определить теплоту растворения этой
соли для данной концентрации, а затем рассчитать постоянную калориметра.
Зная постоянную калориметра легко рассчитать теплоту растворения
неизвестной соли. Для этого определяют изменение температуры при
растворении неизвестной соли и рассчитывают Q по формуле (12.4), а также
рассчитывают удельную теплоту растворения неизвестной соли q по формуле
q = Q/m2..
(12.7)
Значение удельной теплоты растворения соли можно использовать
(наряду с другими данными) для определения соли. Для этого сравнивают,
полученное значение, со справочными значениями удельных теплот
растворения различных солей.
Пример расчета теплоты растворения неизвестной соли. Исходные
данные. При определении постоянной калориметра, в 500 см3 воды
растворялось 5 г NH4C1. Действительное изменение температуры,
определенное графическим методом, составило 0.6 °С. При растворении 5 г
неизвестной соли, действительное изменение температуры составило 0.68 °С.
Температура воды — 25 °С.
Определение постоянной калориметра. Определим моляльную
концентрацию раствора, образующегося при растворении 5 г NH4C1.
Молярная масса NH4CI — М - 53.5 г/моль. 5 г NH4C1 составляет 5/53.5 =
0.0935 молей. В 500 г воды растворили 0.0935 моль, а в 1000 г будет растворено 0.187 моль. Следовательно, моляльность т = 0.187 моль кг –1.
В справочнике для NH4C1 даны интегральные теплоты растворения:
при т =0.1 моль кг–1, ΔНт = 15.1 кДж/моль и при т = 0.2, ΔНт=15.19
кДж/моль. Методом интерполяции определяем интегральную теплоту
растворения для m = 0.187 моль кг–1.
Увеличение ΔНт при увеличении моляльности на 0.1 моль кг–1
составляет 15.19 - 15.1 = 0.09 кДж/моль. Для увеличения моляльности на
0.187 0.1 = 0.087 моль кг–1 увеличение ΔНт составит 0.09×0.087/70.1 = 0.0783
кДж/моль. Отсюда, интегральная теплота растворения NH4C1, при
образовании раствора с т = 0.187 моль кг–1
равно
15.1 + 0.0783 = 15.1873 кДж/моль = 15.1873/53.5 = 284 Дж/г,
При растворении 5 г NH4C1 поглотилось Q = 284 ×5 = 1.42 кДж теплоты.
Теплоемкость раствора приближенно равна 4.18 Дж г –1 К–1.
K
52
=
Q
1420
− (m1 − m2 )c =
− (500 + 5) × 4.18 = 255.76 .
ΔΤ
0.6
(12.6)
Определение теплоты растворения неизвестной соли
Q = [(m1 + т2 )с + K] ΔТ = [(500+5)×4.18 + 255.76] ×0.68 = 1609.32 Дж. (12.5)
Удельная теплота растворения неизвестной соли
q =16О9.32/5 = 321.86 Дж/г.
(12.7)
В справочнике приведены интегральные теплоты растворения различных
солей в кДж/моль. Так как молярная масса соли неизвестна, то
пересчитываем молярные интегральные теплоты растворения на удельные.
Так для KI — q = 125.5 кДж/г, для NaCl — q = 73 кДж/г, для NH4NO3
q = 321.87 кДж/г.
Сравнивая значение удельной теплоты растворения, определенной
экспериментально, с табличными данными, можно предположить, что
неизвестная соль — NH4NO3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ СИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМ
Цель: Определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильным
основанием.
Приборы и реактивы
1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:
— центральный контролер;
— модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150
3
см ), термодатчиком и устройством для размещения кислоты в термостате.
2. Раствор NaOH (С=0,15моль/дм3), раствор HCl (С=5моль/дм3),
дистиллированная вода.
При взаимодействии моль-эквивалента сильной кислоты с сильным
основанием в разбавленных водных растворах выделяется почти одинаковое
количество теплоты ΔH – 55,9кДж/моль при 298˚К. Постоянство теплот
нейтрализации связано с тем, что при взаимодействии сильных кислот и
оснований, полностью диссоциированных в водных растворах, из ионов H+
(точнее из ионов гидроксония – H3O+) кислоты и ионов OH- основания
образуют молекулы воды:
H+ + Cl– + K+ + OH– = Cl– + K+ + H2O(ж).
При определении тепловых эффектов реакций нейтрализации
необходимо учитывать, что при сливании растворов кислоты и основания
происходит изменение объемов, т.е. нужно учитывать еще две
промежуточные теплоты разбавления.
53
Выполнение работы: 1. Подключение термостата к контролеру,
подключение термодатчика, включение перемешивания и измерение
температуры в ходе опыта проводят согласно приложению.
2. Определить постоянную калориметра (смотрите работу №12)
3.Для определения теплоты нейтрализации в качестве калориметрической
жидкости используют 0,15М раствор NaOH. В стакан наливают 100 см3
щелочи и устанавливают его в калориметр. Нейтрализацию проводят 5-ти
молярным раствором соляной кислоты. В специальную пробирку наливают
пипеткой 3 см3 кислоты и устанавливают пипетку в крышке калориметра.
Затем, в течении 7 – 10 минут, фиксируют температуру «предварительного
периода».
4. Определяют теплоту нейтрализации и разведения (смешения) q1,
приливая к большему объему щелочи небольшой объем кислоты.
5. Определяют теплоту разведения q2, вливая раствор кислоты (в таком
же объеме, как при нейтрализации) в чистую воду, взятую в таком же объеме,
как щелочь.
Рекомендации по проведению расчетов. В данной работе к большому
объему щелочи прибавляют небольшой объем кислоты, поэтому объем
щелочи мало изменится при вливании в нее кислоты, теплота разведения
щелочи кислотой мала, и ею можно пренебречь. Теплота разведения кислоты
щелочью в этом случае велика, и ее нужно учитывать при определении
теплоты нейтрализации.
Тогда q1 = q + q2; и q = q1 - q2 ,
где q – теплота нейтрализации;
q1 – теплота нейтрализации и разведения;
q2 – теплота разведения.
Изменение температуры ΔТ, как для процесса нейтрализации, так и для
процесса разведения определяют графически.
Теплоту нейтрализации определяют по формуле
q = (m1c1 + m2c2 +K)ΔT1 – (m2c2 +m3c3 + K)ΔT2,
где m1c1 – масса и теплоемкость щелочи;
m2c2 – масса и теплоемкость кислоты;
m3c3 – масса и теплоемкость воды;
Δt1, Δt2 – разность температур при нейтрализации и разведении
соответственно.
Если принять, что теплоемкость щелочи и кислоты приблизительно
равны теплоемкости воды (с1 = с2 = с3 = с), то формула для расчета теплоты
нейтрализации примет вид:
q = (m1c + m2c +K)(ΔT1– ΔT2).
Полученный тепловой эффект пересчитывают на один моль кислоты
ΔΗ =
где V – объем кислоты, см3;
54
q ⋅ 100
,
Vc
с – концентрация кислоты, моль/дм3.
Если опыт проводить при других концентрациях или объемах щелочи и
кислоты, то полученный тепловой эффект необходимо пересчитать на то
вещество, которое используется в меньшем количестве.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ ДИССОЦИАЦИИ
СЛАБЫХ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ
Цель: Определить теплоту диссоциации слабой кислоты (CH3COOH)
сильным основанием (NaOH).
Слабые электролиты, в частности слабые кислоты и основания в растворе
диссоциируют на ионы не полностью. Поэтому, при смешивании слабой
кислоты с сильным основанием или слабого основания с сильной кислотой
наряду с образованием воды из ионов H+ и OH- идет процесс диссоциации
слабой кислоты или слабого основания. Причем диссоциация проходит
полностью. Так как при смешении необходимо учитывать разведение кислот
и оснований, то тепловой эффект смешения в этом случае будет равен сумме
следующих тепловых эффектов:
1 – теплоты образования воды и ионов;
2 – теплоты диссоциации слабых кислот или оснований;
3 – теплоты разведения кислоты основанием;
4 – теплоты разведения основания кислотой.
Выполнения работы: 1. Определяют постоянную калориметра (смотрите
работу №12).
2. Определяют теплоту смешения раствора CH3COOH раствором NaOH –
(Q1). Для этого, в стакан наливают 100 см3 0,15 молярного раствора щелочи и
устанавливают его в калориметр. Нейтрализацию проводят 5 молярным
раствором уксусной кислоты. В специальную пробирку наливают пипеткой 3
см3 кислоты и устанавливают пипетку в крышке калориметра.
Нейтрализацию щелочи кислотой проводят также как в работе №3.
Графическим методом определяют ΔТ;
3. Определяют теплоту образования воды (нейтрализации сильной
кислоты (HCl) сильным основанием (NaOH)) – (Q2), из опыта (см. работу №3)
или из табличных данных;
4. Определяют теплоту разведения CH3COOH щелочью – (Q3). Для этого
вливают раствор кислоты (в таком же объеме, как при нейтрализации) в
чистую воду, взятую в таком же объеме, как щелочь. Графическим методом
определяют ΔТ и рассчитывают теплоту разведения.
Тогда Q1 = Q2 + Q3 + QДИСС и QДИСС = Q1 - Q2 - Q3 .
Теплотой разведения щелочи кислотой можно пренебречь, так как объем
щелочи значительно больше объема кислоты.
55
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ
КРИСТАЛЛИЗАЦИОННОЙ ВОДЫ В CuSO4 ·x H2O
Цель: Определить содержание кристаллизационной воды в
кристаллогидрате CuSO4 · x H2O.
Приборы и реактивы
1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:
— центральный контролер;
— модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150
3
см ), термодатчиком и устройством для размещения навески соли в
термостате.
2. Навеска (3 грамма) кристаллогидрата CuSO4
CuSO4 при соприкосновении с водой образует три формы
кристаллогидратов: CuSO4·H2O; CuSO4·3H2O; CuSO4·5H2O. Все эти формы
связаны друг с другом и с парами воды следующими уравнениями
химического равновесия:
CuSO4·H2O<=> CuSO4 + H2O + ΔH1;
(13.1)
CuSO4·3H2O<=> CuSO4 ·H2O + 2H2O + ΔH2;
(13.2)
CuSO4·5H2O<=> CuSO4 ·3H2O + 2H2O + ΔH3.
(13.3)
Если в соприкосновении с влажным воздухом храниться безводный
CuSO4, то в системе, в зависимости от давления водяных паров,
устанавливается равновесие 1,2 и 3. Количество воды в твердом
CuSO4·хH2O или соотношение количеств гидратов разных форм можно
установить при помощи калориметрических измерений. Для этого нужно
знать (из таблиц) теплоты растворения безводного CuSO4 и всех форм
гидратов
и
экспериментально
определить
теплоту
растворения
определенного количества исследуемого кристаллогидрата.
Для CuSO4 и его кристаллогидратов теплоты растворения равны:
Вещество
Теплота растворения 1 г
–
соли в 50 см3 воды, Дж г 1
CuSO4
CuSO4·H2O
CuSO4·3H2O
CuSO4·5H2O
389,67
217,88
71,23
-46,09
Выполнения работы: Подключение термостата к контролеру,
подключение термодатчика, включение перемешивания и измерение
температуры в ходе опыта проводят согласно приложению.
Для нахождения количества кристаллизационной воды в исследуемом
образце необходимо:
1. Определить постоянную калориметра (смотрите работу №12)
2. Определить теплоту растворения определенного количества
кристаллогидрата (2-3г) (смотрите работу №12)
3. Рассчитать содержание кристаллизационной воды.
56
Рекомендации по проведению расчетов. На основании табличных
данных и экспериментально определенной теплоты растворения q одного
грамма исследуемой соли CuSO4·хH2O, можно установить, какой тип
равновесия имеет место в данном случае. Величина q зависит от того, в
каком соотношении в исследуемом образце смешаны кристаллогидраты
CuSO4. Очевидно, что если q находиться в пределах 389,67 – 217,88 Дж, то в
системе имеет равновесие (1) и, следовательно, содержится CuSO4 и
CuSO4·H2O. Если q находиться в пределах 217,88 – 71,23 Дж, то равновесие
описывается уравнением (2) и в системе содержаться – CuSO4·H2O и
CuSO4·3H2O. И если q находиться в интервале 71,23– (-46,09) Дж, то
равновесие описывается уравнением (3). Для сталлизационной воды в
исследуемом образце CuSO4·хH2O нужно составить соответствующие
пропорции.
В соответствии с правилом фаз Гиббса, в исследуемом образце может
быть только две формы гидратов. Тогда 1 г образца состоит из n граммов
CuSO4·yH2O и m граммов CuSO4·zH2O (0 ≤ y¸x ≤ 5).
1= n + m.
Теплота растворения 1 г образца складывается из теплот растворения n
граммов CuSO4 · yH2O и m граммов CuSO4 · zH2O:
q = n·QCuSO4 ·yH2O + m·QCuSO4 ·zH2O.
Решением составленной системы уравнений находиться количество и
соотношение гидратов. Зная количества гидратов и их состав легко
рассчитать количество и процентное содержание кристаллизационной воды.
Пример расчета. При растворении 3-х грамм смеси гидратов в 150 см3
воды q = 450Дж. Вычислить процентное содержание воды в образце.
При растворении 1г q = 450/3 = 150Дж. Следовательно в образце
содержится две формы гидратов – CuSO4 · H2O и CuSO4 · 3H2O. Составим
систему уравнений.
⎧1 = n + m
⎨
⎩150 = n·QCuSO4 ·H2O + m·QCuSO4 ·3H2O = n217,88 + m71,23
Решая систему уравнений, определяем: n = 0,537; m =0,463. Т.е. в 1г
исследуемого образца содержится 0,537 г CuSO4 · H2O и 0,463 г CuSO4 ·
3H2O, а в 3 г – 1.611 и 1,389 г соответственно.
Молекулярные массы CuSO4 · H2O и CuSO4 · 3H2O – 159,5 и 213,5
г/моль.
Составляем пропорции: d 159,5 u CuSO4 · H2O содержится 18 г H2O, а в
1,611 г CuSO4 · H2O содержится x г H2O = 0,18.
Аналогично определяем содержание воды CuSO4 · 3H2O, оно равно 0,351
г. Общее содержание в образце 0,531 г. Процентное содержание воды равно
0,531
× 100 = 17,7% .
3
57
Список литературы
1. Лабораторные работы по химии /Под ред. Н.В. Коровина.-М.:Высш.
Шк., 1998.-256с.
2. Коровин Н.В. – М.:Высш. шк., 2000.-559с.
3. Краткий справочник физико-химических величин /Под ред. А.А.
Равделя, А.М. П.ономаревой.-Л.: Химия, 1983.-321с.
58
Приложение
Работа с контроллером в автономном режиме
1.Включаем контроллер Нажатием любой клавиши переходим в главное
меню. Производится выбор лабораторной установки, Для этого из пункта
главного меню « /. Выбор установки» выбирается пункт «3. Термостат +
электрохимия» (выбор производится контроллером автоматически —
необходимо его только под твердить нажатием клавиши «¬»).
2.Датчик температуры ассоциируется с первым измерительным каналом.
Для этого в пункте главного меню «2.Каналы измерения» перемещается
курсор до канала 1 («1-й канал») и далее (после перехода ко второй строке с
помощью клавиши «<—» или «—»») клавишами «↑» или «↓» выбирается пункт
«1. Термодатчик».
3. Для проведения эксперимента необходимо обеспечить в ячейке
интенсивное перемешивание Для этого с помощью клавиш «↑» или «↓», в
главном
меню
выбираем
пункт
«3.Исполнительные'устройства»,
подтверждаем выбо𠫬». Выбираем устройство «/.Магнитная мешалка» и,
перейдя к полю значения интенсивности перемешивания с помощью клавиш
«<—» или «—»>, устанавливаем скорость перемешивания (рекомендуемая
интенсивность — 3) клавишами «↑» или «↓».
4. Переходим в главное меню, где выбираем пункт «4.Мониторинг теку
щеп работы», нажимаем 2 раза клавишу «¬». Выбираем автоматический ре
жим записи экспериментальных данных («авто»). Устанавливаем только
номер банка и интервал измерений (номер ячейки обнуляется автоматически
при за пуске измерений). Контроллер позволяет хранить в памяти
экспериментальные данные 8 опытов (0—7 банки).
5. Запуск измерений осуществляется клавишей «ПУСК». (Прим: кнопки
«пуск» и «стоп» работают только в пункте главного меню «4.Мониторинг теку
щей работы».)
6. Просмотр текущих экспериментальных данных осуществляется на
соответствующем экране после двукратного нажатия клавиши «¬». Значение
величины измеряемой температуры отображается слева в верхнем ряду
экрана. Опыт заканчивается нажатием клавиши «СТОП». После окончания
измерений номер банка автоматически увеличивается на единицу.
7.По окончании опытов, просмотреть экспериментальные данные можно,
войдя в пункт главного меню «5.Просмотр данных». Используя клавиши
«<—», «—>» и «↑», «↓», редактируя номер банка и ячейки, можно
просмотреть значения температуры, записанные в любом банке данных в
любой ячейке, то есть температуру от начального момента до конечного
через заданный интервал времени.
59
Таблица 1
Растворимость солей и оснований в воде
Катионы
Анионы
Cl–
Br–
I–
NO3–
CH3COO–
S2–
SO32–
SO42–
CO32–
SiO32–
CrO42–
PO43–
OH–
Li+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Na+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
K+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
NH4+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
–
Р
Р
Р
Cu2+
Р
Р
–
Р
Р
Н
Н
Р
–
–
Н
Н
Н
Ag+ Mg2+
Н
Р
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
–
Н
Н
М
Р
Н
Н
–
Н
Н
Р
Н
Н
–
Н
Ca2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
М
Н
Н
М
Н
М
Sr2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
М
Н
М
Ba2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Cl–
Br–
I–
NO3–
CH3COO–
S2–
SO32–
SO42–
CO32–
SiO32–
CrO42–
PO43–
OH–
Zn2+
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Hg2+
Р
М
Н
Р
Р
Н
Н
–
–
–
Н
Н
–
Al3+
Р
Р
Р
Р
Р
–
–
Р
–
Н
–
Н
Н
Sn2+
Р
Р
Р
–
–
Н
–
Р
–
–
–
Н
Н
Pb2+
М
М
Н
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Bi3+
–
–
–
Р
–
Н
Н
–
Н
–
Н
Н
Н
Mn2+
Р
Р
Н
–
Р
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Fe3+
Р
Р
–
Р
–
Н
–
Р
–
Н
–
Н
Н
Fe2+
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Н
–
Н
Н
Cr3+
Р
Р
Р
Р
–
–
–
Р
–
–
Р
Н
Н
Примечание: Р – растворимое, М – малорастворимое, Н – практически нерастворимое
вещество, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой
60
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
периоды
ряды
I
1
I
H
II
6.941
II
Li
2
3
2s1
11
22.98977
3s1
IV
Cu
20
Zn
Rb
VI
37
рубидий
5
Ag
5s1
38
48
107.8682
Сs
6
55
56
цезий
барий
79
Au
6s2
золото
Fr
7
X
87
[223]
7s1
франций
La
57
Ce
58 Pr
31
Ga
V
Y
39
Ge
23
Zr
40
91.22
иттрий
цирконий
49
In
Tl
Hf
72
Pm
5p3
6p2
сурьма
73
180.9479
5d36s2
тантал
Pb
83
207.2
6p3
свинец
Ku
104
6d27s2
курчатовий
61 Sm
Sb
121.75
Ta
5d26s2
82
[261]
**
51
олово
таллий
89 Ac-(Lr)103
41
ниобий
Sn
5p2
204.37
6p1
мышьяк
Nb
гафний
81
4p3
118.69
индий
57 La–Lu 71
As
74.9216
92.9064
4d45s1
4d25s2
50
114.82
5p1
33
германий
88.9059
4d15s2
200.59
60
фосфор
72.59
4p2
галлий
радий
Nd
22
32
69.72
4p1
226.0254
7s2
59
3p3
кремний
Ti
*
88
P
30.9738
ванадий
ртуть
Ra
3p2
178.49
Hg
15
титан
6s2
80
196.9665
5d106s1
IX
Cd
Ba
137.33
Si
28.085
скандий
кадмий
132.9054
6s1
14
азот
50.9415
3d34s2
112.41
5s2
серебро
VIII
5s2
стронций
47
VII
Sr
2p3
47.90
3d24s2
цинк
87.62
5s1
21
N
14.0067
44.9559
3d14s2
65.38
медь
85.467
Sc
4s2
4s2
Al
7
углерод
алюминий
30
63.546
3d104s1
С
12,011
2p2
26.9815
3p1
кальций
29
V
13
V
6
бор
3s2
Ca
4s1
IV
10.81
2p1
12
40.08
калий
4
B
магний
19
39.098
5
2s2
Mg
24.305
натрий
K
4
берилий
Na
III
Be
9.01218
литий
3
Г Р У П П Ы
III
Bi
208.9804
висмут
Ns
105
[261]
6d37s2
нильсборий
* Л А Н Т А Н
63 Gd
151.96
64
7 2
62 Eu
138.9055
5d16s2
140.12
4f26s2
140.9077
4f36s2
144.24
4f46s2
[145]
4f56s2
150.4
4f66s2
лантан
церий
празеодим
неодим
прометий самарий
4f 6s
европий
157.25
4f75d16s2
гадолиний
Ac
89
Th
90
Pa
91
U
92
Np
93
Pu
94
Am
** А К Т И Н
95 Cm 96
61
[227]
6d17s2
232.0381
6d27s2
231.0359
5f26d17s2
238.029
5f36d17s2
237.0482
5f46d17s2
[244]
5f67s2
[243]
5f77s2
[247]
5f76d17s2
протактиний уран
торий
нептуний плутоний америций кюрий
ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Таблица 2
Э Л Е М Е Н Т О В
VI
VII
VIII
H
1
2
He
актиний
1.00794
4.00260
1s2
1s1
водород
O
9
8
15.9994
2p4
кислород
S
16
51.996
фтор
Cl
17
35.453
3p5
марганец
Se 35
4p4
4p5
селен
42
Tc
Mo
95.94
6p4
58.70
3d84s2
никель
36
Kr
44
101.07
4d75s1
Rh
45
Pd
криптон
46
102.9055
4d85s1
106.4
родий
палладий
54
Xe
I
4d105s0
126.9045
131.30
5p6
5p5
иод
75
Os
U
Атомная масса
190.2
66
тербий
диспрозий
Ir
77
192.22
5d76s2
иридий
Pt
195.09
ксенон
78
5d96s1
платина
86
Rn
[210]
[222]
6p6
астат
92
радон
Атомный номер
уран
162.50
4f106s2
5d66s2
осмий
238.029
5f36d17s2
158.9254
4f96s2
76
At
6p5
полоний
О И Д Ы
Tb
65 Dy
3d74s2
кобальт
рутений
вольфрам
рений
85
84
Po
[209]
58.9332
аргон
28
Ni
83.80
4p6
186.207
5d56s2
5d46s2
27
Br
бром
43
Ru
127.60
Co
79.904
теллур
Re
74
183.85
3d64s2
железо
молибден
технеций
52
Te
53
W
26
55.847
98.9062
4d55s2
4d55s1
5p4
39.948
3p6
хлор
25
Fe
78.96
неон
Ar
18
54.9380
3d54s2
3d54s1
хром
34
20.179
2p6
2p5
сера
Mn
24
Cr
10
18.998403
32.06
3p4
F
гелий
Ne
Распределение электронов по застраивающимся и
последующим застроенным подуровням
Er
Ho
67
164.9304
4f116s2
68
Tm
69 Yb
70
Lu
71
167.26
4f126s2
168.9342
4f136s2
173.04
4f146s2
174.967
5d16s2
эрбий
тулий
иттербий
лютеций
101 (No) 102
(Lr) 103
гольмий
О И Д Ы
Bk
97 Cf
[247]
9
1
5f 6d 7s
2
берклий
62
98
[251]
5f107s2
калифорни
й
Es
[254]
99
5f11s2
эйнштейний
Fm
100 Md
[257]
5f127s2
фермий
[258]
5f137s2
менделеви
й
[255]
5f147s2
(нобелий
)
[256]
6d17s2
(лоуренсий
)
0
Таблица 3
Стандартные электродные потенциалы Е некоторых металлов
(ряд напряжений)
0
Электрод
Е,В
Электрод
Е0, В
–3,045
–0,403
Li+/Li
Cd2+/Cd
+
2+
–2,925
–0,277
Rb /Rb
Co /Сo
+
2+
–2,924
–0,25
K /K
Ni /Ni
+
2+
–2,923
–0,136
Cs /Cs
Sn /Sn
2+
2+
–2,90
–0,127
Ba /Ba
Pb /Pb
2+
3+
–2,87
–0,037
Ca /Ca
Fe /Fe
+
+
–2,714
–0,000
Na /Na
2H /H2
2+
3+
–2,37
+0,20
Mg /Mg
Sb /Sb
3+
3+
–1,70
+0,215
Al /Al
Bi /Bi
2+
2+
–1,603
+0,34
Ti /Ti
Cu /Cu
4+
+
–1,58
+0,52
Zr /Zr
Cu /Cu
2+
2+
–1,18
+0,79
Mn /Mn
Hg2 /2Hg
2+
+
–1,18
+0,80
V /V
Ag /Ag
2+
2+
–0,913
+0,85
Cr /Cr
Hg /Hg
2+
2+
–0,763
+1,19
Zn /Zn
Pt /Pt
3+
3+
–0,74
+1,50
Cr /Cr
Au /Au
2+
+
–0,44
+1,70
Fe /Fe
Au /Au
63
Таблица 4
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных
растворах (при 298 К)
Электролит
Кд
Электролит
Кд
Азотистая кислота HNO2
4,6 × 10-4
Алюминиевая кислота
HАlO2
Борная кислота H3BO3
К1= 6 × 10-13
Бромноватистая кислота
HOBr
Кремниевая кислота
H2SiO3
Муравьиная кислота
HCOOH
Селеноводородная кислота
H2Se
Сернистая кислота H2SO3
Сероводородная кислота
H2S
Теллуристая кислота
H2TeO3
Теллуроводородная
кислота H2Te
Угольная кислота H2CO3
Уксусная кислота
CH3COOH
Хлорноватистая кислота
HOCl
Фосфорная кислота
H3PO4
Фтороводородная кислота
HF
Циановодородная кислота
HCN
Щавелевая кислотаH2C2O4
К1= 5,8 × 10-10
К2 = 1,8 × 10-13
К3 =1,6 × 10-14
2,1 × 10-9
К1= 2,2 × 10-10
К2 = 1,6× 10-12
1,8 × 10-4
К1= 1,7 × 10-4
К2 = 1 × 10-11
К1= 1,7 × 10-2
К2 = 6,3 × 10-8
К1= 1,1 × 10-7
К2 = 1,10-14
К1= 3 × 10-3
К2 = 2 × 10-8
К1= 1 × 10-3
К2 = 1 × 10-11
К1= 4,5 × 10-7
К2 = 4,8 × 10-11
1,8 × 10-5
5 × 10-8
К1= 7,5 × 10-3
К2 = 6,3 × 10-8
К3 = 1,3 × 10-12
6,6 × 10-4
7,9 × 10-10
К1= 5,4 × 10-2
К2 = 5,4 × 10-5
Примечание: кД ОПРЕДЕЛЕНЫ ПРИ 303 К
64
Аммония гидроксид
NH4OH
Вода H2O
1,8 × 10-5
1,8 × 10-16
Алюминия гидроксид
Al(OH)3
К3 =1,38 × 10-9
Железа (II) гидроксид
Fe(OH)2
Железа (III)
гидроксид
Fe(OH)3
Меди гидроксид
Cu(OH)2
Никеля гидроксид
Ni(OH)2
Серебра гидроксид
AgOH
Свинца гидроксид
Pb(OH)2
К2 = 1,3× 10-4
Хрома гидроксид
Cr(OH)3
Цинка гидроксид
Zn(OH)2
Кадмия гидроксид
Cd(OH)2 *
Марганца гидроксид
Mn(OH)2 *
К2 = 1,82 × 10-11
К3 =1,35 × 10-12
К2 = 3,4 × 10-7
К2 = 2,5 × 10-5
1,1 × 10-4
К1 = 9,6 × 10-4
К2 = 3 × 10-8
К3 = 1 × 10-10
К1= 4,4 × 10-5
К2 = 1,5 × 10-9
К2 = 5 × 10-3
К2 = 5 × 10-4
СОДЕРЖАНИЕ
Лабораторная работа № 1. Определение общей, кальциевой и
карбонатной жесткости ..................................................................... 4
Лабораторная работа № 2. Определение концентрации
кислорода растворенного в воде........................................................ 8
Лабораторная работа № 3. Определение содержания
органических веществ воде .............................................................. 11
Лабораторная работа № 4. Обессоливание воды методом
ионного обмена.................................................................................. 15
Лабораторная работа № 5. Качественное определение
основных ионов в природных водах ............................................... 18
Лабораторная работа № 6. Адсорбция уксусной
кислоты активированным углем ...................................................... 23
Лабораторная работа № 7. Коллоидные растворы ........................ 26
Лабораторная работа № 8. Алюминий и его соединения ............. 31
Лабораторная работа № 9. Медь и ее соединения ......................... 35
Лабораторная работа № 10. Железо и его соединения ................. 39
Лабораторная работа № 11. Цинк и его соединения ..................... 43
Лабораторная работа № 12. Определение теплоты растворения
хорошо растворимых солей ............................................................. 46
Лабораторная работа № 13. Определение теплоты
нейтрализации сильной кислоты сильным основанием ............... 53
Лабораторная работа № 14. Определение теплоты диссоциации
слабых кислот и щелочей ................................................................. 55
Лабораторная работа № 15. Определение содержания воды
в сульфате меди ................................................................................. 56
Приложение ...................................................................................... 59
65
Позиция №213
в плане издания
учебной литературы
МГУ на 2007 г.
Валерия Яковлевна Шапкина
Галина Павловна Щетинина
Наталья Владимировна Петроченкова
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО СПЕЦИАЛЬНЫМ РАЗДЕЛАМ ХИМИИ
Учебное пособие для выполнения лабораторных работ
для студентов специальности 28010165
_________________________________________________________
уч.-изд. л.
Тираж экз.
Формат 60 × 84 1/16
Заказ №
Отпечатано в типографии ИПК МГУ им. адм. Г.И. Невельского
Владивосток, 59, ул. Верхнепортовая, 50а
66
67