Лабораторная работа № 2. - Северо

-3-
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ
ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Северо-Кавказский горно-металлургический институт (государственный
технологический университет)
Кафедра химии
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к лабораторным работам по курсу «Химия»
для студентов специальности АПП
Составители: М.В. Худоян
З.А. Суладзе
Владикавказ 2015
-4-
Б 241
УДК 546
Х 98
Рецензенты:
Зав. кафедрой химии СКГМИ (ГТУ) проф. Алиханов В.А.
доц, к.т.н. Худоян М.В., ст. препод. Суладзе З.А.
Методическое указание к лабораторным работам по курсу «Химия» для
специальности АПП
Пособие охватывает все основные разделы программы курса химии для
нехимических специальностей, включая такие разделы как: общая химия,
химия элементов, физическая химия, аналитическая химия. Приводятся
вопросы и задачи по всем разделам, для проверки знаний.
Методическое пособие предназначается для студентов первых курсов
по специальности АПП.
-5-
Предисловие
Методическое пособие к лабораторным работам составлены в
соответствии с программой по химии для нехимических специальностей
вузов. Каждая лабораторная работа начинается с краткого теоретического
вступления, экспериментальной части, вопрос и задач, определяющих её
содержание. Студенты, прежде чем приступить к выполнению работы,
должны изучить соответствующий раздел учебника, продумать ход
выполнения работы.
В конце каждого раздела даны упражнения и задачи, выполнение
которых позволит студенту проконтролировать усвоение изучаемого им
материала.
На выполнение каждой работы отводится 2 часа учебного времени с
учётом обработки полученных результатов.
Методические указания состоят из 9 лабораторных работ, которые
посвящены вопросам общей химии, свойствам химических элементов и
аналитической химии.
-6-
Общие указания к выполнению работ.
Порядок работы.
При работе в химической лаборатории необходимо придерживаться
следующих правил:
1. Предварительно прочитать соответствующие разделы учебника, записи
лекций и познакомится с содержанием лабораторной работы.
2. Внимательно следить за ходом опыта и замечать все изменения.
3. Если нет указания о дозировки реактивов для данного опыта, то брать их
надо в возможном меньшем количестве (экономия материалов и времени,
затрачиваемого на операцию).
4. Излишек реактива не высыпать и не выливать обратно в сосуд, из которого
он был взят.
5. Не уносить приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое
рабочее место. Не путать пробки от капельных пипеток и реактивных
склянок.
6. Все опыты с ядовитыми и неприятно пахнущими веществами проводить в
вытяжном шкафу.
7. С первых дней приучить себя работать аккуратно, внимательно, без
торопливости.
8. Содержать своё рабочее место в чистоте: грязь нередко бывает причиной
искажения результатов. Приборы и посуду мыть тотчас после окончания
опыта, не откладывая до окончания всей работы. Если пролита вода или
реактивы, быстро вытереть стол, но будьте осторожны, чтобы не повредить
руки и одежду. Разбитое стекло, куски бумаги, испорченные сухие реактивы
и т.д. не оставлять на столах, а выбросить в специальную мусорницу, ни в
коем случае не в водопроводную раковину.
9. Не загромождать стол ненужными в данный момент предметами,
приборами, книгами. Личные вещи убирайте в ящик лабораторного стола.
10. Соблюдайте в лаборатории тишину.
11. По окончании работы вылить и сдать лаборанту приборы и посуду,
привести в порядок рабочее место.
-7-
12. Обязательно вести запись проведённых лабораторных работ. Пока
выполненный опыт не записан, не переходить к следующему.
Правила оформления лабораторных работ.
1. Отчёт о выполнении лабораторной работы записывается в специальной
лабораторной тетради, объём которой должен быть достаточным для
оформления всех работ, включённых в настоящий практикум по общей
химии. Запрещается вести записи на отдельных листках и черновых
тетрадях.
2. В лабораторной тетради записывается следующие данные:
а) дата;
б) номер и название работы;
в) название эксперимента;
г) схема и рисунок основного прибора;
д) химические формулы и расчеты эксперимента;
ж) наблюдение в ходе установки опыта (интенсивность процесса,
условия его проведения, сопутствующие его явления; появление осадка
изменение окраски, выделение газа и т.д.);
з) выводы (таблицы, графики, итоговые обобщения).
3. Всё оформление работы проводится во время занятий, по окончании
которых студент предъявляет лабораторную тетрадь преподавателю на
проверку.
-8-
Лабораторная работа №1
тема: Определение эквивалентов.
Цель работы: ознакомление с понятием эквивалента вещества и
методикой расчета, связанной с законом эквивалентов.
Количества элементов, входящих в состав химических соединений,
находятся между собой в определённых и постоянных отношениях (закон
постоянства состава). Эти отношения соответствуют их эквивалентам, т.е. с
одним эквивалентом любого элемента соединяется один эквивалент другого
элемента. В этом состоит суть закона эквивалентов. Эквивалент элемента –
это такое его количество, которое может при химических реакциях
присоединять или замещать 1 моль атомов водорода или ½ моль атомов
кислорода. Масса одного эквивалента, выраженная в граммах, называется
эквивалентной массой (mЭ) или молярной массой эквивалента. Молярная
масса эквивалента водорода mЭ = 1 г, молярная масса эквивалента кислорода
mЭ = 8 г. Эквивалентным объёмом называется объём, который занимает при
данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества.
Например, при нормальных условиях эквивалентный объём водорода
равен 11,2 л, эквивалентный объём кислорода – 5,6 л.
При экспериментальном определении эквивалента следует учесть, что
согласно закону эквивалентов все вещества взаимодействуют между собой в
количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е. с одним эквивалентом
какого-либо элемента или вещества взаимодействует один эквивалент
другого элемента или вещества. Соответственно, с одной эквивалентной
массой или одним эквивалентным объёмом какого-либо вещества
взаимодействует одна эквивалентная масса или один эквивалентный объём
другого вещества. Так, например, один эквивалент металла вытесняет из
кислоты 11,2 л водорода (н.у.). Экспериментальное определение
эквивалентов элемента может быть проведено различными методами.
1. Метод прямого определения.
Находят массовое количество элемента, соединяющееся с 1,008 г/моль
водорода или с 8 г/моль кислорода.
Пример. При окислении 8,71 г металла получено 9,71 г оксида.
Эквивалентная масса металла определяется из простого соотношения:
-9-
на 8,71г металла пошло (9,71 – 8,71) г кислорода
Э г/моль –“ –
8 г/моль –“–
Тогда Э =
8,71  8
 69,68 г/моль
(9,71  8,71)
2. Метод вытеснения.
Если элемент вытесняет водород, то эквивалент его может быть
определён по количеству выделенного водорода на единицу массы
затраченного металла.
3. Электрический метод.
Химические эквиваленты элементов определяются на основе закона
Фарадея, согласно которому 96500 Кл электричества выделяют из
электролита один эквивалент вещества.
Экспериментальная часть.
Определение молярной массы эквивалента цинка методом вытеснения
водорода.
Последовательность выполнения работы.
1. Возьмите на химико-технических весах навеску металлического цинка –
0,1г.
2. Подготовьте трубку для собирания газа:
а) наполните её с помощью воронки водой;
б) закройте пальцами, опрокиньте в кристаллизатор с водой и
закрепите на штативе.
3. Подготовьте пробирку с газоотводной трубкой для получения водорода,
для этого:
а) подведите конец газоотводной трубки к трубке для собирания газа
закрепляемой на штативе,
б) заполните 1/3 пробирки 15 %-ной соляной кислотой и бросьте в неё
навеску металлического цинка.
4. Быстро закройте отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой и
соберите выделяющийся водород, доведя растворение цинка до конца.
5. Собрав выделяющийся газ, измерьте высоту столба воды, оставшейся в
трубке, с помощью полоски миллиметровой бумаги. Высота измеряется от
уровня воды в кристаллизаторе. Выразите давление столба воды в мм.рт.ст.,
для чего получаемое в миллиметрах значение высоты разделите на 13,6.
- 10 -
6. Запишите величину атмосферного давления во время опыта.
7. В таблице «Давление насыщенных водяных паров» найдите парциальное
давление водяного пара в газовой смеси при комнатной температуре.
8. По данным опыта вычислите парциальное давление водорода.
9. Определите объём полученного водорода по делениям трубки для
собирания газа.
10. Запишите температуру выделившегося водорода, приняв её равной
комнатной температуре.
11. Вычислите массу водорода по уравнению Менделеева-Клайперона.
12. На основании полученных данных рассчитайте эквивалент цинка.
13. Определите табличный эквивалент цинка.
14. Найдите абсолютную и относительную ошибку опыта.
Данные опыта по определению эквивалента цинка.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Навеска цинка mZn, г.
Объём водорода V H , мл.
Высота столба воды, оставшейся в бюретке h, мм
Давление столба воды, оставшейся в бюретке Р Н О ,
мм рт. ст.
Атмосферное давление Pатм, мм рт. ст.
Парциальное давление паров воды РН О , мм рт. ст.
2
2
2 пар
Парциальное давление водорода Р Н , мм рт. ст.
Масса водорода m H , г
Эквивалент цинка, рассчитанный по табличной атомной
массе (Этабл.)
10. Эквивалент цинка, вычисленный по данным опыта (Эоп).
11. Абсолютная ошибка определения (Аабс).
12. Относительная ошибка определения (Аотнос.).
Вопросы и задачи.
1. Что называется эквивалентом вещества, эквивалентной массой элемента?
2. Сформулируйте закон эквивалентов?
3. Чему равны эквиваленты: кислоты, соли, основания, оксида?
4. Вычислить эквивалент серы, если известно, что при горении 3 г серы
получилось 6 г оксида.
5. Эквивалент металла равен 20г/моль. Какой объём водорода при t 150С и
давлении 740мм рт.ст. выделится из кислоты, если водород собирается
над водой, а в кислоту брошена навеска металла в 0,8г?
7.
8.
9.
2
2
- 11 -
Лабораторная работа № 2.
тема: Комплексные соединения.
Цель работы: изучение явления комплексообразования, свойств различных
комплексов, измерение и расчет констант нестойкости.
Комплексными соединениями называются соединения, в узлах
кристаллической решетки которых находятся комплексные ионы, способные
к существованию в растворе.
Строение молекул комплексных соединений рассматривают на основе
координационной теории. Основу этой теории составляют следующие
положения:
1)
центральное
место
в
комплексном
соединении
занимает
комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион (чаще всего
металл);
2) вокруг комплексообразователя расположены или координированы
лиганды (старое название адденды), т.е. ионы противоположного знака или
нейтральные молекулы;
3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу
комплексного соединения;
4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу
комплексного соединения.
Согласно общепринятым обозначениям внутренняя сфера при
написании формулы отделяются от внешней квадратными скобками. Так,
комплексное соединение Fe(CN)3∙3KCN может быть изображено:
K3[Fe(CN)6].
Число,
показывающее,
сколько
лигандов
удерживает
комплексообразователь,
называется
координационным
числом.
В
приведенном примере оно равно 6. Ниже приводится схема строения этой
молекулы. Комплексообразователь – ион Fe3+.
внешняя
сфера
внутренняя
сфера
K3[Fe3+(CN)6]
Комплексообразователь
лиганды
координационное число
- 12 -
Комплексы бывают катионные [Cu(NH3)4]2+ и нейтральные [Ni(CO)4]0.
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов его
составных частей – комплексообразователя и лигандов.
Типичными комплексообразователями являются – элементы (Ag+, Cu2+,
Hg2+, Cd2+, Zn2+, Fe3+, Co3+ и др.).
Важнейшими лигандами являются: а) нейтральные молекулы,
представляющие собой диполь: H2O, NH3, NO, CO и др.; б) следующие ионы:
CN-, NO2-, Cl-, Br-, I-, OH-, CO32-, SrO32- и др.
Комплексное соединение в растворе диссоциирует на комплекс и
внешнюю сферу
[Cu(NH3)4]SO4  [Cu(NH3)4]2+ + SO42-.
При реакциях обмена комплексные ионы переходят из одних
соединений в другие, не изменяя своего свойства. Поэтому в растворе легко
обнаруживается комплексный ион. Например, в реакции
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4
он переходит в осадок турнбулевой сини.
3 Fe2+ + 2 [Fe(CN)6]- = Fe3[Fe(CN)6]2↓.
Комплексные ионы диссоциируют как слабые электролиты. Их
диссоциация подчиняется закону действия масс и с количественной стороны
характеризуется константой, которая носит название константы нестойкости
комплекса. Так, комплексный ион [Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2 NH03.
Ag  NH 


К нест
2
3
Ag ( NH 3 ) 2 

 6,8  10 8
Чем больше величина константы, тем меньше устойчивость комплекса.
Соединения с малоустойчивой внутренней сферой называются двойными
слоями. Обозначают их иначе, чем комплексные соединения, а именно, как
соединения молекул, например K2SO4∙Al2(SO4)3. Принципиальной же
разницы между двойными солями и комплексными соединениями нет.
Двойная соль отличается от комплексной соли лишь диссоциацией
комплексного иона: у первого она практически полная, у второго –
незначительная.
Между ионами внутренней и внешней сферы осуществляется ионная
связь. Химическая связь между центральным атомом и лигандами
ковалентная, образованная в основном по донорно-акцепторному механизму.
- 13 -
Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала
называют анион, а затем – катион в родительном падеже. Название
комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают
число (использую греческие числители: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и
название отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (Cl - - хлоро,
SO42- - сульфато, OH- - гидроксо и т.п.); затем указывают число и название
нейтральных лигандов, причем вода называется аква, аммиак – амин;
последним называют комплексообразователь, указывая степень его
окисленности (в скобках римскими цифрами после названия
комплексообразователя).
Например:
[Co(NH3)5Br]SO4 – сульфат бромпентааминкобальта (III),
Ba[Cr(NH3)2(SCN)4]2 – тетрароданодиамминохромат (III) бария,
K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия.
Комплексные соединения имеют большое теоретическое и практическое
значение. Комплексные соединения играют большую роль в процессах
получения металлов платиновой группы и редкоземельных элементов.
Экспериментальная часть
Соединения с комплексным анионом.
Опыт 1. Получение комплексного йодида ртути.
В две пробирки налейте по 2-3 мл раствора нитрата двухвалентной ртути.
Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте по капле
йодид калия до полного растворения образующегося в начале красного
осадка йодида двухвалентной ртути.
Испытайте оба раствора на присутствие ионов Hg2+, добавив в каждую
пробирку раствора едкого натрия. Из какого раствора выпадает желтый
осадок окиси ртути? Почему?
Напишите молекулярные и ионные уравнения проведенных реакций:
1. Образование йодида двухвалентной ртути.
2. Взаимодействия йодида ртути с избытком йодида калия (координационное
число Hg2+ равно 4) и уравнения электролитической диссоциации
полученной комплексной соли.
- 14 -
Соединения с комплексным катионом.
Опыт 2. Образование аммиаката меди.
В пробирку сульфата меди добавьте раствор аммиака до полного
растворения выпадающего в начале голубого осадка основной соли.
Отметьте цвет полученного раствора комплексной соли меди. Зная, что
координационное число меди равно 4, напишите уравнения реакции
взаимодействия сульфата меди с раствором аммиака и уравнение
электролитической диссоциации комплексной соли.
Комплексные соединения в реакциях обмена.
Опыт 3. Прочность и разрушение комплексных ионов.
1. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора AgNO3 и добавьте немного раствора
NaCl. К образовавшемуся осадку приливайте раствор аммиака до его
растворения. Составьте уравнения реакций, учитывая, что координационное
число Ag+ равно двум. Объясните происходящие изменения.
Полученный раствор [Ag(NH3)2]Cl разлейте в три пробирки и используйте в
последующих опытах.
2. Возьмите одну пробирку с раствором [Ag(NH3)2]Cl, полученным в
предыдущем опыте и добавьте кусочек цинка. Что наблюдается? Запишите
уравнение реакции образования комплексного аммиаката цинка, учитывая,
что координационное число Zn2+ равно 4.
Объясните, пользуясь таблицей констант нестойкости комплексных ионов,
причину вытеснения цинком серебра из его аммиачного комплексного иона.
3. В остальные две пробирки с раствором [Ag(NH3)2]Cl (см. опыт 3.1)
прилейте: в первую – раствор NaOH, а в другую – раствор KI. Что
происходит? Напишите уравнение диссоциации комплексного иона
[Ag(NH3)2]+ и выражение его константы нестойкости.
Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь уравнением
диссоциации комплексного иона и правилом произведения растворимости.
Опыт 4. Взаимодействие ферроцианида калия с солями трехвалентного
железа.
К раствору хлорного железа FeCl3 прибавьте раствора K4[Fe(CN)6].
Наблюдайте выпадение осадка берлинской лазури.
- 15 -
К небольшой части добавьте избыток раствора щелочи и хорошо взболтайте.
Наблюдайте образование бурого осадка и желтого раствора ферроцианида
щелочного металла.
Напишите все уравнения произведенных реакций в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 5. Взаимодействие между ферроцианидом калия и солями
двухвалентного железа.
К раствору FeSO4 прибавьте несколько капель раствора K3[Fe(CN)6].
Наблюдайте выпадение осадка турнбулевой сини. Напишите уравнение
реакции.
Опыт 6. Получение внутрикомплексной соли никеля.
На одну каплю раствора сульфата никеля подействуйте каплей раствора
разбавленного аммиака и каплей раствора диметилглиоксида. Наблюдайте
выпадение осадка внутрикомплексной соли.
Электрическая диссоциация комплексных и двойных солей.
Опыт 7. Электрическая диссоциация комплексной соли K3[Fe(CN)6].
Налейте в две пробирки раствора хлорного железа, а в две другие раствора
ферроцианида калия K3[Fe(CN)6].
Прибавьте в одни из пробирок с раствором хлорного железа и раствором
K3[Fe(CN)6] едкого натра, в другие – роданистого аммония NH4CNS.
Объясните, почему в пробирках с раствором хлорного железа выпадает
осадок и изменяется окраска, а в растворе ферроцианида калия изменения не
наблюдаются, хотя в обеих солях содержится трехвалентное железо.
Опыт 8. Электрическая диссоциация двойной соли (NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O.
Приготовьте в пробирке раствор двойной соли (NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O (соли
Мора) и разделите на три части. В одну пробирку добавьте раствор сульфида
аммония, в другую хлорида бария. Какие вещества выпадают в осадок?
Отметьте цвет осадков и напишите ионное уравнения реакций их
образования.
- 16 -
В третью пробирку добавьте раствор щелочи и нагрейте до кипения. В
выделяющиеся пары внесите смоченную водой фенолфталеиновую бумажку.
По изменению окраски бумажки и по запаху определите, какой газ
выделяется из пробирки. Напишите уравнение реакции.
Учитывая результаты опыта, напишите уравнение электрической
диссоциации соли Мора.
Проверьте действием раствора сернистого аммония, обнаруживаются ли
ионы Fe2+ в растворе ферроцианида калия K4[Fe(CN)6]. Напишите уравнение
электролитической диссоциации K4[Fe(CN)6]. Чем отличается электрическая
диссоциация двойной соли от диссоциации соли, содержащей устойчивый
комплексный ион?
Вопросы и задачи.
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что такое комплексообразователь?
3. Что такое лиганд? Какие виды лигандов вы знаете?
4. Что называют координационным числом комплексообразователя?
5. Как происходит электролитическая диссоциация комплексного
соединения? Покажите на конкретном примере.
6. Что называют константой нестойкости комплекса? Приведите пример.
7. В чем различие двойных и комплексных солей?
8.
Определите
степень
окисления
и
координационное
число
комплексообразователя в соединениях:
а) [Ag(NH3)2]Cl;
б) K4[TiCl8];
в) K[Ag(CN)2];
г) Fe3[Fe(CN)6]2.
9. Написать выражения констант нестойкости комплексных ионов:
а) [Fe(CN)6]3-;
б) [Ag(NH3)2]+;
в) [Cr(H2O)6]3+;
г) [TiCl8]4-.
10. При взаимодействии раствора [Zn(NH3)4]SO4 с раствором KCN образуется
комплексная соль K2[Zn(CN)4]. Написать уравнение реакции в молекулярной
и ионной формах и объясните причину его протекания.
- 17 -
Лабораторная работа № 3
тема: Водородный показатель среды рН.
Цель работы: определение водородного показателя среды индикаторами.
Вода, хотя и весьма незначительно, но все же диссоциирует на
ионы. При электрической диссоциации воды образуется равное количество
ионов Н+ и ОНН2О  Н+ + ОНПроизведение концентрации водородных и гидроксильных ионов
называется ионным произведением воды.
КВ = [Н+] [OH-].
Константа диссоциации воды
К дис
[ H  ]  [OH  ]

[ H 2 O]
Константа диссоциации воды при 295 К равна 18∙10 -16. Ввиду весьма
малой степени диссоциации, равновесная концентрация воды практически
равна числу молей воды в 1 л, а именно: 1000/18 = 55,56 моль/л, т.е. является
постоянной величиной. Отсюда КВ = [Н+] [OH-] = 1,8∙10-16 ∙ 55,56 = 10-14.
В любых водных растворах имеются гидроксильные и водородные
ионы, но в таких концентрациях, что их концентрация равняется 10 -14.
Среда водного раствора электролита может быть кислой, нейтральной
или щелочной. Носителями кислотных свойств являются ионы Н+, а
основных – ионы ОН-, поэтому в кислых растворах [H+] > [OH-], а в
щелочных - [H+] < [OH-]. Растворы, в которых [H+] = [OH-] называют
нейтральными. В нейтральных растворах [H+] = 10-7 моль/л.
Концентрация водородных ионов удобно выражать с помощью
водородного показателя рН.
Водородным показателем (рН) называется отрицательный десятичный
логарифм концентрации гидроксильных ионов. Отрицательный десятичный
логарифм концентрации гидроксильных ионов называется показателем
концентрации гидроксильных ионов:
рН = - lg[H+], pOH = - lg[OH-],
lg[H+] + lg[OH-] = -14.
Взяв отрицательные логарифмы, получим соотношение
рН + рОН = 14.
- 18 -
В нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН > 7, в кислой рН < 7.
Ниже приведена шкала кислотности и щелочности среды:
нейтральная
рН
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
кислая среда
щелочная среда
Для приблизительного определения рН используют так называемые
кислотно-щелочные индикаторы – т.е. вещества, которые меняют свою
окраску в зависимости от щелочности или кислотности среды. Часто с этой
целью употребляют лакмус, фенолфталеин или метилоранж.
Изменение окраски различных индикаторов происходит при вполне
определенных для каждого из них значениях рН. Например, окраска
метилоранжа от красной до желтой меняется в интервале от 3,1 до 4,4.
Промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска
индикатора, называется интервалом индикатора. В таблице ниже приведены
интервалы некоторых индикаторов.
Название
Цвет при значениях рН
Интервал
Цвет при значениях рН
индикатора
ниже интервала
индикатора
индикатора
выше интервала
индикатора
Метилоранж
Красный
3,1 – 4,4
Желтый
Лакмус
Красный
5,0 – 8,0
Синий
Фенолфталеин
Бесцветный
8,3 – 10,5
Малиновый
Наряду с одноцветными и двухцветными индикаторами в практике
химических реакций широко используют универсальный индикатор,
применение которого дает возможность определить кислотность среды в
широких интервалах значений рН. Цвет универсального индикатора
изменяется от всех оттенков: красного (кислая среда) до темно-фиолетового
(щелочная среда), желтая окраска (нейтральная среда). Универсальный
индикатор применяется или в виде раствора, или в виде индикаторной
бумаги. К папке индикаторной бумаги прилагается цветная шкала,
показывающая какую окраску принимает бумага, при различных величинах
рН.
- 19 -
Практически рН определяется так: на полоску индикаторной бумаги
наносят каплю исследуемого раствора. Полученную окраску индикаторной
бумаги сравнивают с окраской шкалы и по шкале определяют рН с
точностью до единицы.
Для более точного определения рН пользуются электрохимическим
методом. Он основан на изменении разности потенциалов двух электродов,
помещенных в анализируемый раствор. Один из этих электродов – электрод
сравнения – в процессе изменения имеет постоянный потенциал, а потенциал
второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины Н+ в
анализируемом
растворе.
Электрохимический
метод
определения
водородного показателя называют еще методом рН-метрии.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Окраска индикаторов в различных средах.
1. Налейте в три пробирки по 2-3 капли (мл) следующих жидкостей: воды,
хлорида натрия и сульфата натрия.
2. В другие три пробирки налейте по 2-3 капли (мл) раствора кислот:
соляной, серной и фосфорной.
3. Проделайте то же самое, взяв вместо кислот растворы следующих
щелочей: едкого натра, едкого кальция и водного раствора аммиака.
4. Добавьте в каждую пробирку по две капли индикатора метилоранжа,
наблюдайте и результаты запишите в таблицу 1.
5. Проделайте такие же наблюдения с растворами лакмуса и фенолфталеина.
Результаты внесите в таблицу 1.
Таблица 1
Цвета некоторых индикаторов в различных средах
Цвет индикатора
Индикатор
Нейтральный раствор
Н2О
NaCl
Кислый раствор
Na2SO4 HCl
Щелочной раствор
H2SO4 H3PO4 NaOH Ca(OH)2 NH4OH
Метилоранж
Лакмус
Фенолфталеин
Опыт 2. Определение рН при помощи универсального индикатора.
На полоску индикаторной бумаги нанесите по капле исследуемых
растворов: HCl, CH3СОOH, NH4OH, H2O. Полученную окраску индикаторной
- 20 -
бумаги сравните с окраской шкалы и по шкале определите рН. Результаты
опыта запишите в таблицу 2.
Таблица 2
Исследуемый раствор
Цвет индикатора
рН
Соляная кислота
Уксусная кислота
Гидроокись аммония
Дистиллированная вода
Вопросы и задачи.
1. Что называется ионным произведение воды?
2. Что называется водородным показателем среды рН?
3. Что называется показателем гидроксильных ионов рОН?
4. Чему равен рН водного раствора хлорида натрия?
5. Что такое индикаторы и для чего они применяются?
6. Приведите примеры одноцветных и двухцветных индикаторов.
7. Чем отличается универсальный индикатор от других индикаторов?
8. Вычислите рН 0,001 М HCl и 0,001 М NaOH, считая, что электролиты
полностью диссоциированы.
9. Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора HNO3.
10. Вычислите рН 0,18 М раствора аммиака.
11. Вычислите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,51 мг ионов ОН-.
12. 25 мл 10 %-ного раствора HCl (ρ = 1,05) растворили до 500 мл. Вычислите
рН разбавленного раствора.
- 21 -
тема: Химическое равновесие. Смещение химического
равновесия.
Цель работы: изучение влияния различных факторов на химическое
равновесие и расчет константы равновесия.
В зависимости от природы реагирующих веществ и условий
протекания химического процесса различают обратимые и необратимые
реакции. Так, разложение бертолетовой соли по схеме:
t

KClO3 
KCl +O2
является реакцией необратимой, поскольку хлорид кальция не способен
реагировать с кислородом. Напротив, разложение хлорида аммония при
нагревании:
NH4Cl  NH3 + HCl
реакция обратимая, она не доходит до конца, так как аммиак и хлороводород
в свою очередь взаимодействуют, образуя при этих условиях хлорид
аммония. Таким образом, обратимыми называют реакции, протекающие в
двух противоположных направлениях: необратимыми – реакции,
протекающие в одном направлении до конца – до полного израсходования
одного из реагирующих веществ
Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей
системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной
реакции. Равенство скоростей является кинетическим условием химического
равновесия.
Химическое равновесие обратимой реакции наступает тогда, когда
отношение произведения концентрации образующихся веществ к
произведению концентрации исходных веществ становится равным
постоянной величине, называемой константой химического равновесия. Для
обратимой реакции:
H2 (г) + I2 (г)  2 HI(г)
константа равновесия имеет вид:
К равн 
[ HI ]2
[H 2 ]  [I 2 ]
Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не
зависит от исходной концентрации веществ в системе.
- 22 -
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока
остаются постоянными параметры (C, P, t), при которых оно установилось.
При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в
системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новыми
равновесными концентрациями всех веществ.
Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение
условий по-разному влияет на скорость прямой и обратной реакции.
Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при
нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении
внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции
становится больше обратной реакции, то равновесие смещается вправо.
Направление, в котором смещается равновесие, определяется
принципом Ле-Шателье: если на систему, находящийся в равновесии,
оказать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в том
направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие.
При взаимодействии трихлорида железа FeCl3 с роданидом аммония NH4SCN
образуется малодиссоциированный трироданид железа Fe(SCN)3, который
имеет характерный красный цвет. Реакция обратима:
FeCl3 + 3 NH4SCN  Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl
по изменению интенсивности окраски можно судить об изменении
концентрации Fe(SCN)3 , т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.
В четыре пробирки внесите 7-10 капель разбавленных растворов трихлорида
железа FeCl3 и роданида аммония NH4SCN. Легким встряхиванием пробирок
размешайте растворы. Поставьте все пробирки в штатив.
Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения
результатов опыта. В остальные пробирки добавить следующие реактивы:
в первую – 1-2 капли насыщенного раствора трихлорида железа;
во вторую – 1-2 капли насыщенного раствора роданида аммония;
в третью – несколько кристалликов хлорида аммония.
Сравните интенсивность окраски полученных растворов с
интенсивностью окраски эталона.
- 23 -
При оформлении отчета: отметьте изменение интенсивности окраски в
каждом случае; запишите уравнение реакции между FeCl3 и NH4SCN и
выражение константы равновесия данной реакции.
В каком направлении смещается равновесие и как изменится
концентрация каждого компонента в случае добавления: а) трихлорида
железа;
б) роданида аммония; в) хлорида аммония?
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие.
Влияние температуры на химическое равновесие изучается на примере
обратимой реакции:
2 NO2  N2O4 , ΔН = –54,4кДж/моль.
Двуокись азота – бурый газ, четырехокись азота N2O4 – бесцветная
жидкость. Смещение равновесия отделяется по изменению интенсивности
окраски газа. U-образную трубку с двумя хорошо подобранными резиновыми
пробками наполните диоксидом азота, который получите разложением
нитрата свинца. Реакция протекает по уравнению:
2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.
Оба конца U-образной трубки плотно закройте резиновыми пробками,
перевернув ее концами вниз, поместите одно колено трубки в стакан с
горячей водой, другое – в стакан с ледяной водой.
Наблюдайте изменение окраски в том и другом колене U-образной
трубки. Выньте трубку из стаканов и то колено, которое было в холодной
воде, опустите в горячую воду, а колено из горячей воды – в холодную.
Наблюдайте вновь изменение окраски в каждом колене. Объясните их
изменения.
Опыт 3. Смещение равновесия в растворе аммиака.
В пробирку налейте по 4 мл раствора аммиака и добавьте по 2 капли
фенолфталеина в каждую.
В одну из пробирок прибавьте кристаллического хлористого аммония,
взболтайте и заметьте изменение цвета индикатора.
Объясните наблюдаемое явление и приведите схемы, кратко
выражающие происходящие процессы.
- 24 -
Опыт 4. Смещение ионного равновесия при введении одноименного иона в
насыщенный раствор хлористого калия.
В пробирке приготовьте насыщенный раствор хлористого калия.
Слейте осторожно с не растворившихся кристаллов раствор в другую
пробирку.
К перелитому прозрачному раствору прибавьте по каплям
концентрированной соляной кислоты и объясните наблюдаемое при этом
явление. Изобразите протекающие реакции схемами.
Вопросы и задачи.
1. Какие реакции называют необратимыми, а какие обратимыми?
2. Что такое химическое равновесие?
3. Какими факторами можно вызвать смещение химического равновесия?
4. Что такое константа химического равновесия?
5. Напишите математическое выражение константы химического равновесия
для следующих реакций:
а) 2 HBr(г)  H2 (г) + Br2 (г);
б) 2 H2 (г) + O2 (г)  2 H2O (г)
в) H2 (г) + CuO (к)  H2O (г) + Cu (к);
г) FeO (к) + CO (г)  Fe (к) + CO2 (г);
д) O3 (г) + NO (г)  O2 (г) + NO2 (г).
Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при увеличении
давления?
6. При равновесии системы N2 + 3 H2  2 NH3 концентрации веществ равны
СN 2 = 1,5 моль/л; CH 2 = 4,5 моль/л; CNH 3 = 2 моль/л. Вычислите: а) исходные
концентрации водорода и азота; б) константу химического равновесия.
- 25 -
Лабораторная работа № 4
тема: Растворимость веществ. Концентрация растворов.
Приготовление растворов различной концентрации.
Цель работы: приобретение навыков приготовления растворов различной
концентрации из сухой соли или более концентрированного раствора.
При проведении химического анализа большинство аналитических
операций проводится с растворами веществ в разных растворителях.
Наиболее часто в аналитической химии применяют водные растворы. Каждое
вещество характеризуется величиной растворимости.
Растворимостью называют максимальное количество вещества,
способное раствориться в определенном количестве растворителя или
растворе при данной температуре. Растворимость выражают количеством
граммов растворенного вещества в 100 г, в 100 мл или в 1 л раствора;
растворимость выражают также в молях на 1 л раствора.
В зависимости от количества вещества и растворителя и условий
растворения можно получить пересыщение, насыщение и ненасыщение
раствора. В перенасыщенных растворах содержание вещества в растворе
превышает его растворимость при данной температуре. В насыщенных
растворах концентрация вещества в растворе равна его растворимости. В
ненасыщенных растворах концентрация вещества может увеличиваться до
образования насыщенного раствора.
Растворы, содержащие очень много растворенного вещества, называют
концентрированными, содержащие небольшое количество вещества –
разбавленными. Концентрированный раствор может быть насыщенным и
ненасыщенным и, наоборот, насыщенный раствор может быть очень
разбавленным, если данное вещество плохо растворимо.
Концентрация растворов и способы ее выражения.
Концентрация выражается количеством растворенного вещества к
количеству раствора или растворителя. Различают:
1. Процентную концентрацию растворов
Процентная концентрация раствора показывает, сколько единиц массы
растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора.
Процентная концентрация – это безразмерная величина и выражается
соотношением:
- 26 -
C %  100
m1
,
m2
где С % - концентрация раствора, %;
m1 – масса растворенного вещества, г;
m2 – масса раствора, г;
2. Молярную концентрацию раствора
Молярная концентрация раствора (молярность раствора) показывает
число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Молярная концентрация (моль/л) выражается формулой:
СМ 
где
m1 1000
,
M V
m1 – масса растворенного вещества, г;
М – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, мл.
3. Нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора
Нормальная концентрация раствора (нормальность раствора) показывает
число молей эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л
раствора (мэкв/л)
СH 
m1 1000
,
V Э
где m – масса растворенного вещества, г;
Э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, мл.
4. Моляльную концентрацию раствора
Моляльная концентрация (моляльность раствора) показывает число
молей растворенного вещества, приходящееся на 1 кг растворителя.
Размерность моляльной концентрации, моль/кг.
Ст 
где
m1
M  m2
Сm - моляльная концентрация, моль/кг;
m1 – масса растворенного вещества, г;
m2 – масса растворителя, кг;
- 27 -
М – молярная масса растворенного вещества.
5. Титр раствора
Титр раствора Т показывает количество граммов растворенного
вещества, содержащегося в 1 мл раствора.
Т
Т
m р .в
V р  ра
;
Э  СН
1000
6. Мольную долю растворенного вещества и растворителя в растворе
Мольная доля NА вещества в растворе равна отношению числа молей
данного вещества к общему числу молей всех веществ, содержащихся в
растворе:
NA 
nA
,
n A  nB  nC
nA 
mA
;
MA
nB 
NB 
mB
MB
nB
,
n A  nB  nC
и т.д.
Сумма молярных долей всех компонентов должна быть равна единице:
N A  N B  N C  1.
И, наконец, рассмотрим пример смешивания раствора разных концентраций
и расчеты, связанные с этим.
Экспериментальная часть
Приготовление растворов заданной концентрации
1. Приготовление 0,1 М и 0,1 н раствора сернокислой меди растворением
кристаллогидрата.
Рассчитайте сколько граммов медного купороса CuSO4 · 5H2O
(рассчитанного на безводную соль) требуется для приготовления 50 мл 0,1 М
или 0,1 н раствора (по указанию преподавателя) CuSO4. Проверьте расчет у
преподавателя.
Отвесьте необходимое количество соли на технохимических весах (на
часовом стекле). Вставьте в мерную колбу 50 мл воронку, пересыпьте в нее
навеску соли и обмойте часовое стекло дистиллированной водой из
- 28 -
промывалки. Перемешайте раствор до полного растворения соли, добавляя
небольшими порциями воду из промывалки. Затем добавьте воду до метки на
шейке мерной колбы (нижний уровень мениска жидкости должен касаться
метки). Закройте колбу пробкой и перемешайте раствор, переворачивая
колбу несколько раз вверх дном.
Приготовленный раствор перелейте в сухой цилиндр и определите
ареометром его плотность.
Рассчитайте процентную концентрацию приготовленного раствора и
его молярность. Полученные данные занесите в таблицу.
№ Данные опыта
п/п
Объем заданного раствора
Нормальность заданного раствора
Весовое количество для приготовления заданного
раствора CuSO4.
- « - » - CuSO4 · 5H2O
Плотность заданного раствора из опыта
Плотность CuSO4 по таблице
% CuSO4 в заданном растворе
Молярность заданного раствора
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1.
2.
3.
4.
5.
Вопросы и задачи
Что называется концентрацией раствора? Каковы способы выражения
концентрации раствора?
Что такое нормальность и молярность раствора?
Сколько граммов AgNO3 нужно растворить в 250 г воды для
получения 2 %-ного раствора?
Сколько граммов HCl содержится в 0,250 л 10,52 %-ного раствора HCl
(ρ = 1050 кг/м3)?
Какова процентная концентрация раствора, полученного при
растворении 75 г К2СО3 в 300 г воды?
- 29 -
Лабораторная работа № 5
тема: Гидролиз солей
Цель работы: изучение некоторых свойств водных растворов солей,
связанных с реакцией гидролиза.
Гидролизом называется обменная реакция веществ с водой с
образованием малодиссоциированного или малорастворимого соединения.
Гидролиз является результатом поляризованного взаимодействия
ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем значительнее это взаимодействие,
тем интенсивнее протекает гидролиз.
Упрощенно сущность процесса гидролиза можно представить
следующим образом: катионы К+ связываются в растворе с гидратирующими
их молекулами воды донорно-акцепторной связью в аквакомплексы
[Kn+(OH2)m]n+. Донором электронов являются атомы кислорода молекул воды,
имеющие две свободные электронные пары, акцептором – катионы,
имеющие свободные орбитали внешних слоев.
 Н    
 Н   О  


Аквакомплексы также гидратированы [K(OH2)m]∙xH2O, связь между
молекулами воды в комплексе и молекулами воды гидратной оболочки –
водородная. Чем больше заряд катиона и чем меньше радиус, тем
значительнее будет поляризующее действие Kn+ на Н2О (прочнее связь Kn+–
ОН2), тем сильнее поляризуется связь О – Н координированной молекулы
воды и тем сильнее водородная связь между координированной молекулой
Н2О в комплексе и молекулами воды гидратной оболочки комплекса. Все это
может привести к разрыву связи О – Н в координированной молекуле Н2О, к
превращению водородной связи – Н … ОН2 в ковалентную с образованием
ОН3+ и гидроксо-аквакомплекса по схеме:
ОН2
Н (n-1)+
+
ОН2
Н
Н2О
О
n+
Н2О
О
Н ……. ОН2
K
(OH2)+OH3+
Kn+
(ОН2)Х – 1
Н2О
ОН2
Н2О
Н2
ОН2
ОН2
- 30 -
Анионы Аn- связываются молекулами воды водородной связью.
Сильное взаимодействие анионов может привести к полному отрыву протона
молекулы воды:

Аn- …О – Н – О ↔ АН(n – 1) + ОН-.
Взаимодействие аниона с протонами воды тем значительнее, чем
больше отрицательный заряд и меньше радиус аниона.
В зависимости от силы поляризующего влияния Kn+ и Аn- на молекулы
Н2О будут получаться различные результаты взаимодействие солей с водой.
Количественно гидролиз характеризуется ступенью гидролиза и
константой гидролиза Кг.
Степень гидролиза – есть отношение числа молекул, подвергшихся
гидролизу, к общему числу молекул: αг = Сг/С, где
Сг – концентрация гидролизованной части вещества,
С – общая концентрация растворенного вещества.
В случае гидролиза по катиону, очевидно, Сг = [H+],  г =
При гидролизе по аниону С г  [OH  ] 
K H 2O

[H ]
, г 
К Н 2О
[H  ]  С
[H  ]
.
C
,
где KH 2 O = [OH-][H+] = 10-14 – ионное произведение воды.
В растворах умеренных концентраций степень гидролиза невелика (0,53 %). С образованием раствора, согласно принципу Ле-Шателье, степень
гидролиза возрастает. Например, при 25 0С для реакции
Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH
при концентрации соли в 0,1 М растворе степень гидролиза αг = 2,7 %, а при
концентрации в 0,001 М растворе – αг = 34 %.
Степень гидролиза возрастает также с повышением температуры, т.к.
константа диссоциации воды увеличивается с повышением температуры в
большей степени, чем константы диссоциации продуктов гидролиза слабых
кислот и оснований.
Константа гидролиза. Реакция гидролиза соли КА можно представить
уравнением
КА + НОН = КОН + НА.
Константа равновесия этой реакции равна К равн 
КОН  НА .
КА Н 2 О
- 31 -
Так как Н2О в разбавленных растворах можно считать величиной
постоянной, то и произведение Кравн∙[H2O] также будет постоянным. Эту
величину называют константой гидролиза.
Кг 
КОН  НА
КА
Для гидролиза по аниону это уравнение принимает вид
Кг 
заменяя [OH-] на
К Н 2О
Н 

ОН  НА
А 
, получим К г 


К Н 2О
К НА
или К г 
К Н 2О
К кисл
, где Ккисл –
константа диссоциации кислоты.
Аналогично для гидролиза по катиону: К г 
Для гидролиза по катиону и аниону: К г 
К Н 2О
К осн
К Н 2О
К осн  К кисл
Эти уравнения служат количественным подтверждением сделанного ранее
вывода: чем слабее кислота (основание), соль которой (которого)
подвергается гидролизу, тем полнее он протекает.
Константа и степень гидролиза связаны между собой соотношением
Кг 
С  2
1
Если степень диссоциации α << 1, то величиной α можно пренебречь и
формула примет вид Кг = С∙α2 или  
Кг
. Зная вышеприведенные
С
соотношения,
можно
вычислить
приблизительно
рН
раствора
гидролизующей соли.
Процесс гидролиза солей в ряде случаев может быть очень сложным.
Поэтому простые уравнения реакции гидролиза в общепринятой записи
часто является условным. Установить продукты гидролиза можно лишь на
основании их аналитического исследования. Содержание различных
продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация
раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также
длительность процесса, так как равновесие при гидролизе солей
многозарядных катионов обычно достигается медленно.
- 32 -
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определить характер гидролиза.
Налить в пробирки по 2-3 мл растворов хлорида натрия, карбоната
натрия, хлорида цинка, сульфата аммония. С помощью растворов
индикаторов определить реакцию среды. Объяснить результаты и написать
уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 2. Сравнение степеней гидролиза различных солей.
В две пробирки налить по 2-3 мл 0,05 М растворов карбоната натрия и
сульфата натрия. Прибавить по 2-3 капли растворов индикатора (какого?).
Какая соль гидролизуется больше? Пользуясь величинами соответствующих
констант диссоциации кислот, вычислить степень гидролиза и рН растворов:
КH 2 CO 3 = 4,5∙10-7, КH 2 SO 3 = 1,7∙10-2. Составить уравнения гидролиза.
Опыт 3. Необратимый гидролиз.
К 1-2 мл раствора сульфата алюминия добавить такой же объем
раствора соды. Какой осадок образуется? Написать уравнение гидролизав
молекулярном и ионном виде.
Опыт 4. Влияние разбавления на гидролиз.
К 1-2 мл раствора нитрата висмута прибавить по каплям небольшой
объем воды до появления мути. Что происходит? Написать уравнение
реакции. Каким способом можно сдвинуть равновесие в сторону уменьшения
гидролиза?
Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз.
Налить в пробирки по 3 мл 1 н. раствора ацетата натрия, хлорида
аммония, сульфата алюминия. Прибавить по 3-4 капли универсального
индикатора и растворы нагреть почти до кипения. Как изменится цвет
индикатора и рН растворов. Написать уравнения реакций гидролиза и
объяснить изменение реакции среды при нагревании.
- 33 -
Вопросы и задачи.
1. Что такое гидролиз? Какие из перечисленных солей будут подвергаться
гидролизу: K2CO3, KCl, Li2SO4, Hg(NO3)2, MgCl2, Cr2(SO4)3, Zn(CH3COO)2,
FeSO4? Указать реакцию среды водных растворов этих солей и написать
уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной
формах.
2. Как изменится степень гидролиза при разбавлении, при нагревании?
Почему?
3. Можно ли в растворах солей, подвергающихся гидролизу, предотвратить
гидролиз? Как это сделать?
4. В растворах каких солей (растворы равной концентрации) степень
гидролиза будет больше: Be(NO3)2 или Zn(NO3)2? NaCN или NaNO2?
5. Написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза сульфата железа
(III) и сульфида натрия. Как можно усилить гидролиз этих солей и как
ослабить его?
6. При действии на раствор соли Fe3+ карбонатом натрия в осадок выпадает
не карбонат железа, а его гидроксид. Как это объяснить?
7. Как сместится равновесие гидролиза следующих солей: ZnSO4, KSbO2,
KNO2, AlOHSO4 при добавлении к раствору HCl, KOH, NH4Cl?
- 34 -
Лабораторная работа № 6.
тема: Определение жесткости и умягчения воды.
Цель работы: проведение анализа на жесткость и умягчение воды
различными методами.
Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей
кальция и магния, гидрокарбонатов, хлоридов и сульфатов.
Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную)
жесткость воды. Временная жесткость определяется содержанием в воде
растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении воды
гидрокарбонаты переходят в малорастворимые карбонаты:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O,
Mg(HCO3)2 = MgCO3 + CO2 + H2O.
Таким образом, временная жесткость устраняется.
Постоянная жесткость определяется содержанием в воде кальциевых
и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов.
При кипячении эти соли не удаляются.
Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет общую
жесткость воды.
Измеряют жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов
жесткости (Ca+2 и Mg+2) в 1 кг воды (ммэкв/кг). В связи с тем, что плотность
воды близка к единице, жесткость можно измерять в ммэкв/дм3 или ммэкв/л.
При расчетах, связанных с жесткостью воды, следует учитывать, что Э(Ca2+) =
1/2Ca2+ и Э(Mg2+) = 1/2Mg2+, а МЭ(Ca2+) = 20 г/моль и МЭ(Mg2+) = 12 г/моль (где
МЭ – молярная масса эквивалента).
Например: 0,2 г – это масса 0,01моль/экв или 10 ммоль эквивалентов Ca2+.
При контроле качества воды определяют ее жесткость. Анализ воды на
жесткость предполагает обычно:
а) определение общей жесткости Жо;
б) определение карбонатной жесткости Жк;
в) вычисление некарбонатной жесткости Жнк.
Жнк = Жо – Жк.
Для
определения
общей
жесткости
используют
метод
комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды в
присутствии аммиачно-буферного раствора (рН – 10,0) и индикатора
- 35 -
раствора комплексона III (трилона Б) до перехода розовой окраски в
голубую.
При анализе применяют один из индикаторов: кислотный хром синий
К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости Ca 2+ и Mg2+ эти
индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствие – в голубой.
Комплексон
III
–
двухзамещенная
натриевая
соль
этилендиаминтетрауксусной кислоты:
NaOOCCH2
CH2COONa
N – CH2 – CH2 – N
HOOCCH2
CH2COOH
При титровании жесткой воды раствором комплексона III образуется
внутрикомплексное соединение.
ООССН2
CH2COO 2-
N – CH2 – CH2 – N
ООССН2
Ca
CH2COO
Различают природную воду: очень мягкую – с жесткостью до 1,5
ммэкв/л; мягкую – от 1,5 до 4 ммэкв/л, средней жесткости – от 4 до 8
ммэкв/л, жесткую – от 8 до 12 ммэкв/л, очень жесткую – свыше 12 ммэкв/л.
При титровании жесткой воды раствором комплексон III образуется
внутрикомплексное соединение (см. выше), т.е. связываются ионы Ca2+ и
Mg2+. Поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску, раствор
становится голубым.
Определение карбонатной жесткости воды Жк сводится к определению
концентрации гидрокарбонат иона HCO3- и, тем самым, эквивалентной этим
ионом концентрации ионов жесткости Ca2+ и Mg2+. Анализ проводят методом
нейтрализации.
В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии
метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода желтой
окраски индикатора в оранжевую.
Анион HCO3- в воде гидрализуется
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
- 36 -
Поэтому при условии Жк > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и
метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титровании
раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации:
Ca(HCO3)2 + 2HCl = 2СаCl2 + 2CO2 + 2H2O,
2OH- + 2H+ = 2H2O.
Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН-, эквивалентное концентрации
иона HCO3-.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение общей жесткости воды комплексонометрическим
методом.
Отберите пипеткой 100 мл воды и перенесите ее в коническую колбу;
добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного раствора и 5-7
капель индикатора хром синего К или несколько кристалликов (на кончике
шпателя) эриохром черного Т.
Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании
оттитруйте раствором комплексона III до перехода розовой окраски
индикатора в голубую. Результат титрования запишите. Повторите
титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (∆V≤ 0,1 мл),
рассчитайте общую жесткость воды. В противном случае оттитруйте еще
одну пробу воды. Найдите среднее значение объема раствора комплексона
III, израсходованного на титрование воды.
Общую жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов
(ммоль/л).
Жо 
V2  N 2  K  1000
V1
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора комплексона III, мл;
N2 – нормальность раствора комплексона III, моль/л;
K – поправочный коэффициент раствора комплексона III к данной его
нормальности;
1000 – коэффициент перевода мэкв/л в ммэкв/л
Результаты опыта сведите в таблицу.
- 37 -
Объем раствора Нормальная
Объем
комплексона III, концентрация
исследуемой
V2
комплексона III, воды, V1
N2
Общая жесткость
воды, Жо.
Опыт 2. Определение карбонатной жесткости воды и некарбонатной
жесткости воды.
Отберите пипеткой 100 мл воды и перенесите ее в коническую колбу.
Добавьте к исследуемой воде несколько капель метилового оранжевого.
Приготовленную пробу оттитруйте раствором соляной кислоты до
перехода желтой окраски индикатора в оранжевую (но не розовую!).
Результаты титрования запишите.
Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований
совпадут
(∆V≤ 0,1 мл), рассчитайте карбонатную жесткость воды. В
противном случае оттитруйте еще одну пробу воды. Найдите среднее
значение объема раствора соляной кислоты, израсходованной на титрование
воды.
Расчет карбонатной жесткости воды проводят по закону эквивалентов
(ммэкв/л):
Жк 
V2  N 2  1000
,
V1
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора HCl, мл;
N2 – нормальная концентрация раствора HCl, моль/л;
1000 – коэффициент перевода мэкв/л в ммэкв/л.
Некарбонатную жесткость воды Жнк находят
Жнк = Жо – Жк.
Результаты опыта сведите в таблицу
Объем
раствора
HCl, V2
Нормальная
концентрация
раствора HCl,
N2
Объем
Жесткость воды
исследуемой Карбонатная, Некарбонатная,
пробы воды, Жк
Жнк
V1
- 38 -
Вопросы и задачи.
1. Чем обуславливается жесткость воды?
2. Какую различают жесткость воды?
3. В каких единицах измеряется жесткость воды?
4. Как определяют общую жесткость воды?
5. Как определяют карбонатную жесткость воды?
6. Как находится некарбонатная жесткость воды?
7. Какой процесс следует проводить для умягчения воды: катионирования
или анионирования? Почему? Составьте уравнения реакций,
протекающих при умягчении воды с помощью ионного обмена.
8. При определении общей жесткости воды на титрование 200 мл Н2О
израсходовано 8 мл 0,1 н раствора комплексона III. Вычислите общую
жесткость. (Ответ: 4 ммэкв/л).
9. Вычислите карбонатную жесткость, если на титрование 200 мл воды
израсходовано 8 мл 0,05 н раствора HCl. (Ответ: 2 ммэкв/л).
- 39 -
тема: Свойства элементов главной подгруппы II группы.
Бериллий, магний, кальций, стронций, барий составляют главную
подгруппу II группы периодической системы элементов. Бериллий и магний
значительно отличаются по своим свойствам от следующих элементов
подгруппы. Более сходны между собой кальций, стронций, барий и радий. Их
называют щелочноземельными металлами. Электронная конфигурация
бериллия – 1S2 2S2, а конфигурация последнего электронного слоя остальных
металлов можно представить формулой nS2, предпоследнего (n – 1)S2,
(n – 1)p6.
В своих соединениях они исключительно двухвалентны. Кроме
бериллия это активные металлы, причем активность их возрастает от кальция
к барию, т.е. сверху вниз. В том же порядке увеличивается растворимость их
оксидов и гидроксидов. Усиливается сверху вниз и основной характер
гидроксидов металлов, амфотерных у Be(OH)2, основной у Mg(OH)2 и,
наконец, щелочной у последующих членов подгруппы. На воздухе эти
металлы (кроме Ве) недостаточно устойчивы. Особенно это касается
щелочноземельных металлов, оксидная пленка которых хорошо растворяется
в воде:
Ме + О2 = МеО;
МеО + Н2О = Ме(ОН)2.
С кислородом элементы главной подгруппы образуют гидроксиды:
2Ме + О2 = 2МеО;
2МеО + О2 = 2МеО2(Ме – Mg, Ca, Ba);
и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а в воде
подвергаются гидролизу
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2.
Рассматриваемые металлы легко отдают два электрона и являются
сильными восстановителями. Активность их взаимодействия с водой
различна. Бериллий разлагает воду только при
нагревании, магний
окисляется водой на холоде, но медленно. Образующиеся малорастворимые
гидроксиды предохраняют эти металлы от дальнейшего окисления.
У кальция, стронция и бария по мере возрастания порядкового номера
потенциалы ионизации уменьшаются и реакция их с водой протекает все
более энергично.
- 40 -
BeO и Be(OH)2 обладают амфотерными свойствами. Mg(OH)2
проявляет только основные свойства, хотя и слабые. Ca(OH)2, Sr(OH)2 и
Ba(OH)2 являются сильными основаниями Me2+. В том же направлении
увеличивается растворимость оксидов и гидроксидов металлов.
Гидроксид магния плохо растворим в воде. Растворяется в кислотах, а
также в растворах солей.
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.
Соли бериллия и магния, в отличие от солей других щелочноземельных
металлов, в водном растворе подвергаются гидролизу
MgCl2 + H2O = MgOHCl + HCl.
В твердом состоянии соли образуют кристаллогидраты.
Термическая устойчивость карбонатов увеличивается от магния к
барию. Малорастворимые в воде карбонаты щелочноземельных металлов
растворяются в кислотах:
CaCO3
Ca2+ + CO32-,
H+ + CO32HCO3-,
HCO3- + H+
CO2 + H2O
или
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
В результате реакции происходит уменьшение концентрации ионов
CO32-, поэтому произведение концентрации Ca2+ ∙ CO32- становиться меньше
произведения растворимости CaCO3 и переходит в раствор.
Насыщение водных растворов малорастворимых карбонатов
диоксидом углерода также приводит к уменьшению концентраций ионов
CO32- вследствие образования ионовHCO3-:
CO2 + H2O = H2CO3,
H2CO3
H+ + HCO3-,
CO32- + H+ = HCO3-.
Поэтому малорастворимые карбонаты превращаются в растворимые
гидрокарбонаты
CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Восстановительные свойства магния и кальция.
- 41 -
а) Поместите в пробирку стружку металлического кальция и налейте в нее
воды. Наблюдайте быстрое протекание реакции. Проделайте такой же опыт
со стружками магния. Напишите уравнения реакций;
б) На стружку металлического магния и кальция прилейте разбавленную
соляную кислоту. Наблюдайте за происходящими изменениями и напишите
уравнения реакций.
Опыт 2. Свойство оксидов и гидроксидов.
Поместите в две пробирки отдельно оксид магния и оксид кальция, налейте в
каждую из них воды. Наблюдайте изменения, происходящие в пробирке с
оксидом кальция. Убедитесь в щелочности среды. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 3. Получение гидроксида магния.
Налейте в две пробирки 2-3см3 раствора натрия, в другую – раствор аммиака.
Добавьте в пробирки раствор хлорида магния. Отметьте цвет образующегося
гидроксида магния. К осадкам прилейте раствор хлористого аммония до их
растворения. Объясните происходящее явление. Напишите уравнения всех
реакций.
Опыт 4. Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.
К растворам хлористого кальция, стронция и бария, взятыми в отдельных
пробирках, прилейте раствор едкого натрия. Обратите внимание на
количество выпавшего осадка в каждой пробирке.
Повторите опыт, взяв вместо едкого натрия разбавленный раствор
аммиака. Сравните результаты опытов. Напишите уравнения реакций в
молекулярном и ионной формулах.
Опыт 5. Получение карбоната и бикарбоната кальция.
Налейте в пробирку известковой и дистиллированной воды (1:1). Из аппарата
Киппа пропустите в пробирку СО2. Наблюдайте выпадение осадка и
последующее его растворение. Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Сравнение растворимости солей щелочноземельных металлов.
- 42 -
На растворы солей кальция, стронция, бария подействуйте растворами солей
угольной, серной и фосфорной кислот. Сравните растворимость карбонатов,
сульфатов, фосфатов кальция, стронция, бария. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 7. Образование гипса.
К насыщенном на холоде раствору хлористого кальция прибавьте равный
объем 50% H2SO4. Наблюдайте выпадение кристалликов гипса. Напишите
уравнения реакций.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Са
8.
9.
Вопросы и задачи:
В чем выражается возрастание металлических свойств от бериллия к
барию?
Каково отношение магния в воде, кислотам и щелочам?
Какова окраска лакмуса в растворе хлорида магния? Какие ионы
определяют эту окраску? Напишите уравнение гидролиза хлорида
магния.
Составьте схему электролиза расплава хлорида магния.
Из водных растворов соли магния карбонат натрия осаждает основную,
а бикарбонат натрия среднюю соль магния. Чем это объясняется?
При каких условиях можно получить оксиды щелочноземельных
металлов из соответствующих карбонатов?
Составьте уравнения реакций:
Са(ОН)2
СаСО3
Са(НСО3)2.
Как из образовавшегося бикарбоната кальция выделить двумя
методами осадок карбоната кальция.
При каких условиях амфотерные гидроксиды проявляют свои
амфотерные свойства? Для ответа используйте уравнения реакций.
- 43 -
Лабораторная работа №7.
тема: Железо, кобальт, никель.
Элементы VIII группы периодической системы элементов – железо,
кобальт, никель – в металлическом виде и в виде соединений обнаруживают
между собой большое сходство – семейства железа. Конфигурации их
валентных подуровней выражаются соответственно формулами: …3d64s2;
…3d74s2; …3d84s2.
В своих устойчивых соединениях элементы этого семейства проявляют
степень окисления 2+, 3+. Для железа приблизительно одинаково характерны
обе степени окисления. В простых солях кобальт очень редко проявляет
степень окисления 3+, но в комплексных соединениях эта степень окисления
для кобальта наиболее характерна. Никель в соединениях проявляет
преимущественно степень окисления 2+.
Из элементов подгруппы железа только железо окисляется до степени
окисления 6+ (ферраты).
Железо, кобальт, никель в свободном состоянии проявляют
характерные металлические свойства.
Значения их стандартных электродных потенциалов Е0 соответственно
равны – 0,44В; - 0,28В; - 0,25В и указывают на то, что эти металлы в ряду
напряжений расположены до водорода и вытесняют его из кислых растворов.
В концентрированных азотной и серных кислотах на холоду железо
практически не растворяется из-за плотной пленки оксида железа (VI). При
разрушении защитного слоя железо растворяется:
Fe + 6HNO3(K) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Образуемые двухвалентными катионами подгруппы железа соли
сильных кислот почти все хорошо растворимы в воде. Водные растворы
имеют слабокислую реакцию вследствие гидролиза. Гидратированные ионы
окрашены: Fe+2 – в бледно-зеленый, Co+2 – розовый, Ni+2 в ярко-зеленый
цвета.
При обезвоживании солей окраска их меняется. Особенно резко это
проявляется в случае [Co(H2O)6]Cl3. При упаривании растворов или
добавлении к ним веществ, способствующих дегидратации, происходит
изменение окраски от розовой до сине-фиолетовой.
Растворы солей железа (II) легко окисляются:
- 44 -
2Fe2+ + 1/2O2 + 2H+
2Fe+3 + H2O.
Соли кобальта (II) и никеля (II) в водных растворах устойчивы.
Гидроксиды Me(OH)2 проявляют основный характер, нерастворимы в воде и
получаются в результате реакций обмена. Реакция получения гидроксида
кобальта идут в стадии: сначала выпадает синий осадок основной соли
Co2+ + OH + Cl(CoOH)Cl ,
а затем при избытке щелочи образуется розовый гидроксид
(CoOH)Cl + OHCo(OH)2 + Cl-.
На воздухе осадок постепенно буреет вследствие окисления гидроксида
кобальта (II) до гидроксида кобальта (III)
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3.
Белый гидроксид железа (II) может быть получен при полном
отсутствии кислорода. Обычно при действии щелочи на раствор соли железа
(II) выпадает осадок, промежуточный между Fe(OH)2 и Fe(OH)3.
Восстановительная способность ионов Fe2+, Co2+, Ni2+ падает. Железо
окисляется не только в щелочной, но и в кислой среде:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+
5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O,
тогда как никель (II) и кобальт (II) в кислой среде устойчивы к действию
окислителей. Только в щелочной среде они окисляются галогенами и
другими сильными окислителями:
2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH2Ni(OH)3 + 2Br -.
Степень окисления 3+ при переходе в ряду Fe – Co – Ni становиться все
менее характерной, а окислительные свойства ионов усиливаются; это видно
из следующих реакций:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O,
2Ni(OH)3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O,
4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O.
Гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) могут быть получены
окислением соответствующих гидроксидов Co(II) и Ni(II). Гидроксид железа
осаждается щелочами из растворов солей железа (III), проявляет основной
характер. Но наряду с этим он проявляет слабые признаки кислотных
свойств, так как заметно растворяется в горячих концентрированных
растворах сильных щелочей:
Fe(OH)3 + 5NaOH = Na5[Fe(OH)8].
- 45 -
Для Fe2+, Co2+, Ni2+ характерно комплексообразование. Являясь
элементами d-семейства, ионы представляют на образование химической
связи с другими элементами по донорно-акцепторному механизму
свободную d-орбиталь. В комплексных соединениях Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+
чаще всего координируют 6 групп лиганд, хотя могут иметь
координационные числа, равные 3, 4.
Железо, кобальт, никель в комплексных соединениях являются
акцепторами
NiSO4 + 4NH4OH = [Ni(NH3)4]SO4 + 4H2O.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. действие кислот на железо.
На железные опилки действуют разбавленными 2н соляной, серной и азотной
кислотами. Что наблюдается?
Повторите опыт с концентрированными кислотами: соляной, серной и
азотной (осторожно!) на холоду и при нагревании. Что наблюдается?
Определите по запаху выделяющийся газ. Напишите уравнения реакций.
Составьте электронные схемы, укажите окислитель, восстановитель.
Опыт 2. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III).
На растворы FeSO4 и FeCl3 действуйте щелочью – 2н NaOH. Отмечают цвет
осадков. Испытывают отношение осадка к HCl и к избытку NaOH(K).
Отмечают изменения: гидроксида железа (II) при нахождении на
воздухе, гидроксида железа (III) при прокаливании.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и краткой ионной
формах. Какими свойствами обладают гидроксид железа (III), гидроксид
железа (II)?
Опыт 3. Реакции обнаружения ионов железа (II) и железа (III).
1. К свежеприготовленному раствору FeSO4 прибавьте несколько капель
красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Образуется осадок турнбулевой
сини Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное уравнения
реакций.
- 46 -
2. К раствору FeCl3 прилейте раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6].
Происходит образование осадка берлинской лазури - Fe4[Fe(CN)6]3 .
Напишите молекулярное и ионное уравнение реакций.
3. К раствору FeCl3 прилейте роданид аммония NH4CNS до образования
кроваво-красного цвета роданида железа Fe(CNS)3. Напишите
молекулярное и ионное уравнения реакций.
Опыт 4. Окисление железа (II).
К раствору FeSO4 прилейте 4-5 капель 2н раствора H2SO4 и раствор KMnO4
1-2 капли. Объясните обесцвечивание перманганата калия. Докажите
наличие в растворе ионов Fe (III) (см. опыт 3).
Опыт 5. Восстановление железа (III).
К раствору йодида калия KI прилейте 2-3 капли FeCl3, добавьте 1см3 бензола;
полученную смесь хорошо встряхните. Обратите внимание на окраску
бензола. Докажите присутствие в растворе ионов железа (II) (см. опыт 3).
Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций, схему
электронного баланса. Укажите, что является окислителем, а что
восстановителем.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (III).
1. Определите реакцию раствора FeCl3 на универсальный индикатор,
метил-оранж, синий лакмус.
2. К раствору FeCl3 прилейте 3-4 капли 2н Na2CO3 (соды). Наблюдайте
образование осадка Fe(OH)3 и выделение газа. Напишите уравнения
реакций всех происходящих процессов в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 7. Получение и свойства гидроксида кобальта (II).
К раствору Co(NO3)2 прилейте небольшое количество 2н NaOH. Образуется
синий осадок основной соли кобальта CoOHNO3. Раствор с осадком
разделите на две части: к одной прибавьте избыток щелочи (2н NaOH), а
другую нагрейте. Что наблюдается?
- 47 -
Часть полученного осадка Co(OH)2 обработайте соляной кислотой, а в
вторую часть осадка розового цвета оставьте на воздухе и наблюдайте
окисление его кислородом в коричнево-бурый осадок Co(OH)3.
Составьте молекулярное и ионное уравнения всех реакций.
Опыт 8. Получение и свойства гидроксида кобальта (III).
К 3-4 каплям Co(NO3)2 прибавьте 2см3 бромной воды и раствора 2н NaOH до
образования осадка черного цвета Co(OH)3. К полученному осадку прилейте
2-4 капли HCl(K) до полного растворения его. Наблюдайте выделение хлора.
Напишите уравнения всех химических реакций, представив их схемами
электронного баланса к ним.
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида никеля (II).
К раствору NiSO4 прилейте 2-4 капли 2н NaOH, а затем избыток его. Что
наблюдается? К осадку прилейте 2н соляной кислоты. Напишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 10. Получение и свойства гидроксида никеля (III).
К раствору NiSO4 прибавьте бромную воду, а затем раствор натра (NaOH).
Образуется осадок черного цвета Ni(OH)3. Слейте с него жидкость, добавьте
концентрированной соляной кислоты и нагрейте.
Наблюдайте выделение хлора (реакция на йодокрахмальную бумагу).
Какие свойства проявляет Ni(OH)3? Напишите уравнения всех возможных
реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте схему электронного
баланса к окислительно-восстановительным реакциям.
Опыт 11. Получение аммиакатов кобальта и никеля.
а) К раствору CoCl2 прибавьте 4-5 капель раствора NH4Cl и раствора аммиака
в избытке. Образуется розово-красный аммиакат Co (II). На воздухе раствор
легко окисляется, желтеет, переходит в соединение Co (III).
б) К раствору NiSO4 прилейте раствор аммиака NH3OH до растворения
образовавшейся вначале зеленой соли (NiOH)2SO4. Получается синефиолетовый раствор аммиаката никеля [Ni(NH3)6]SO4 или [Ni(NH3)6](OH)2.
Напишите молекулярное и ионное уравнения всех реакций.
- 48 -
Вопросы и задачи.
1. Какую серную кислоту можно перевозить в железных цистернах и
почему?
2. Напишите электронную формулу элементов в состоянии:
Fe0, Co0, Ni0, Fe+2, Co+2, Ni+2, Fe+3, Co+3, Ni+3.
3. Какую функцию (донора или акцептора) выполняют железо, кобальт,
никель в комплексных соединениях и почему?
4. Реакции обнаружения в растворе ионов железа (II) и железа (III).
5. Учитывая, что гидроксид железа (III) проявляет амфотерные свойства,
укажите это соединение в виде соответствующих орто- и метакалиевых
солей кислот.
6. Магнетит Fe3O4 можно представить в виде Fe(FeO2)2. Солью какой
кислоты является магнетит? Написать его графическую формулу,
указать степень окисления железа.
7. Почему при действии соды на хлорид железа (III) в осадок выпадает
гидроксид железа (III)? Привести соответствующие уравнения реакций.
8. 1г соединения железа с хлором при обработке избытком AgNO3
образовал 2,65г хлорида серебра. Указать степени окисления железа во
взятом веществе.
9. Имеется 10г смеси сульфата железа (II) и сульфата железа (III). Смесь
обработали 1,58дм3 перманганата калия в кислой среде. Определите
количественный состав смеси.
10.Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие
превращения:
а) FeS2
Fe2O3
Fe3O4
FeO
Fe;
б) FeS2
Fe2O3
FeCl3
Fe(OH)3
Fe2O3
Fe.
11. Подтвердите уравнениями реакций окислительно-восстановительные
свойства соединений кобальта (II) и кобальта (III).
12. Составьте уравнения реакций согласно схемам:
Fe
FeSO4
Fe2(SO4)3;
CoS
CoO
Co(NO3)2
K2[Co(CN)4].
- 49 -
Лабораторная работа №8.
тема: Свойства соединения хрома.
Хром относится к переходным d – элементам и находится в побочной
подгруппе VI группы периодической системы элементов. В соответствии с
электронной конфигурацией (3d54s1) хром может проявлять степень
окисления от I до VI. Наиболее устойчивы соединения хрома (III) и хрома
(VI).
На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая
не растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от коррозии. Хром
не растворяется в растворах кислот, анионы которых выступают как
окислители.
Соединения хрома (III).
Оксид хрома Cr2O3 нерастворим не в воде, ни в кислотах. Отвечающий
ему гидроксид Cr(OH)3 амфотерен:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4
Cr2(SO4)3 + 6H2O,
Cr(OH)3 + 3KOH
K3[Cr(OH)6]
или Cr(OH)3 + KOH
KCrO2 + 2H2O.
Соли типа KCrO2 – хромиты – можно рассматривать как производные
метахромитной кислоты HСrO2. Соли этой кислоты подвержены сильному
гидролизу. Поэтому водные растворы хромитов имеют сильнощелочную
реакцию, а солей содержащих катионы Cr (III), - кислую.
Соли хрома (II) и слабых кислот нацело гидролизуются:
Cr2S3 + 6H2O
2Cr(OH)3 + 3H2S .
Хром в степени окисления 3+ может быть восстановителем. Он легко
окисляются в щелочной среде хлором, бромом, пероксидом водорода с
образованием хроматов:
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH
3K2SO4 + 2K2CrO4 + 5H2O,
Cr3+ - 3e + 4OH- = CrO42- + 4H+
2
O22- + 2e = 2O23
В кислой среде хром окисляется такими окислителями, как
перманганат калия, висмутат калия до двухромовой кислоты:
2Cr(NO3)3 + 3KBiO3 + 6HNO3
H2Cr2O7 + 3KNO3 + 3Bi(NO3)3 + 2H2O
2Cr3+ - 6e + 7H2O = Cr2O72- + 14H+ 1
BiO3- + 2e + 6H+ = Bi3+ + 3H2O
3
- 50 -
Соединения хрома (VI)
Оксид хрома (VI) CrO3 – хромовый ангидрид – легко растворяется в
воде с образованием хромовой (H2CrO4) и двухромовой (H2Cr2O7) кислот
2H2CrO4 = H2Cr2O7 + H2O.
Соли этих кислот называются хроматами и бихроматами. Водные
растворы хроматов – щелочную. Это связано с протеканием следующих
процессов:
Cr2O72- + H2O
2HCr
2H+ + 2CrO42-,
2CrO42- + 2H+
2HCrO4Cr2O72- + H2O.
Следовательно, чтобы провести хромат в бихромат принято подкислять
раствор, а чтобы перевести бихромат в хромат – добавлять в раствор щелочь.
Хроматы тяжелых металлов плохо растворимы в воде
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3.
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.
Например, в кислой среде
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O,
в нейтральной среде
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 8H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH + 6NH4OH.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III).
Получение в двух пробирках тригидроксид хрома взаимодействием раствора
соли хрома (III) (3-4 капли) с 2нраствором щелочи (1-2 капли). Испытайте его
свойства, для чего добавьте в одну пробирку по каплям 2н раствор соляной и
серной кислоты, а в другую – 2н раствор щелочи до растворения осадка и
образования хромита.
Составьте уравнения реакций получения тригидроксида хрома и
взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярной и ионной формах.
Сделайте вывод о химическом характере гидроксида хрома (III).
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома (III).
1. К полученному в опыте 1 раствору хромита натрия добавьте 1-2 капли
гидроксида натрия и 3-5 капель 3%-ного раствора пероксида водорода.
Смесь нагрейте до изменения окраски.
- 51 -
2. К раствору соли хрома (III)добавьте избыток щелочи до растворения
осадка и по каплям хлорную (бромную) воду до изменения цвета
раствора.
Напишите уравнения всех происходящих реакций.
Опыт 3. Условия существования в растворе хроматов и бихроматов
1. Поместите в пробирку 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4.
Каков цвет раствора, характерный для ионов CrO42-?
Добавьте несколько капель серной кислоты. Каков цвет раствора,
обусловленный ионами Cr2O72-?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и оной формах, учитывая, что
процесс обратим.
2. Учитывая обратимость процесса, исследуемого в предыдущем опыте,
определите смещение равновесия при добавлении нескольких капель
щелочи. Напишите уравнения реакций перехода бихромата в хромат.
Опыт 4. Гидролиз солей хрома.
1. В пробирку с несколькими каплями дистиллированной воды добавьте
1-2 капли лакмуса и несколько кристаллов сульфата хрома (III). После
растворения соли отметьте изменение окраски лакмуса и напишите
уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах.
2. Получите хромат натрия (опыт 1) и нагрейте его на водяной бане до
выпадения осадка. Напишите уравнения гидролиза и укажите, какое
значение имеет нагревание.
Опыт 5. Получение малорастворимых хроматов
1. В пробирку с раствором хромата калия (3-4 капли) прибавьте по 2-3
капли растворов хлорида бария (в первую пробирку) и нитрат свинца
(во вторую пробирку). Отметьте цвет осадков. Напишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Проделайте те же опыты, заменив раствор хромата калия бихроматом.
Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
а) Окисление сероводорода.
- 52 -
В раствор бихромата калия (4-5 капель), подкисленного 2н раствором серной
кислоты (2-3 капли), внесите по каплям свежеприготовленную
сероводородную воду до изменения окраски раствора. Отметьте помутнение
раствора. Напишите уравнения реакции.
б) Окисление йодида калия.
К подкисленному серной кислотой раствору бихромата калия (3-4 капли)
добавьте 3-4 капли раствора йодида калия. Отметьте изменение окраски.
Докажите с помощью крахмала выделение свободного йода, для чего в
пробирку с 4-5 каплями крахмала внесите 1 каплю полученного в опыте
раствора. Напишите уравнения реакций.
Вопросы и задачи.
1.Привести схему строения атома хрома. Почему он проявляет
металлические свойства?
2.Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить химический
характер оксидов Cr2O3 и CrO3.
3.Напишите уравнения реакций получения из оксида хрома (VI) хромат
натрия и хромат калия.
4.Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений
хрома с увеличением степени их окисления?
5.Какой объем хлора (н.у.) выделится при взаимодействии 1 моля бихромата
натрия с избытком соляной кислоты?
6.Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить
следующие переходы:
KCr(SO4)
K2Cr2O7
CrO3
K2CrO4
CrCl3.
18. Допишите уравнения следующих реакций:
Cr(OH)3 + O2 + H2O
Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH
K2Cr2O7 + KI + H2SO4
Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH
.
- 53 -
тема: Свойства соединений марганца.
Элемент побочной подгруппы 7 группы периодической системы
марганец в наружном слое имеет 2 электрона. Подуровни с валентными
электронами имеют строение …3d54s2.
У марганца отсутствует тенденция к присоединению электронов. Он
способен лишь отдавать электроны: два с наружного уровня и до пяти с
предпоследнего, проявляя максимальную степень окисления 7+. Кроме того,
марганец проявляет степень окисления 2+, 3+, 4+, 6+. Наиболее устойчивы
соединения с окислительными числами 2+, 4+, 7+.
Марганец – активный металл. Он медленно реагирует с водой, легко
растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn (II).
С повышением степени окисления марганца уменьшается основной
характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства:
MnO
Mn2O3
MnO2
MnO3
Mn2O7
Mn(OH)2; Mn(OH)3,
Mn(OH)4
H2MnO4
HMnO4
основные свойства
амфотерные кислотные свойства.
При действии щелочей на соли марганца (II) образуется белый осадок
Mn(OH)2, легко окисляющийся на воздухе:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.
Соли марганца (II)в твердом состоянии и в концентрированных
растворах окрашенных в розовый цвет, разбавленные растворы бесцветны.
Весьма устойчивым соединением является диоксид марганца MnO2, который
может быть получен при окислении Mn (II), а также восстановителем
соединений марганца (VI) и марганца (VII). Следовательно, Mn (IV) может
быть и окислителем и восстановителем, однако чаще диоксид марганца
используется как окислитель.
Соединением марганца (IV) при сплавлении со щелочами в
присутствии окислителей образуют соли марганцеватой кислоты –
манганаты, анионы которой MnO42- окрашен в зеленый цвет. Манганаты
устойчивы только в сильнощелочной среде, в разбавленных растворах легко
разлагаются:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
- 54 -
При окислении манганатов, например хлором, образуются
перманганаты – соли марганцевой кислоты HMnO4. Из них наиболее важный
– перманганат калия, который проявляет сильные окислительные свойства в
кислой, нейтральной и щелочной средах. В зависимости от кислотности
среды восстановления Mn (VII) происходит по следующим схемам
MnO42- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O (кислая среда).
MnO4- + 3e + 2HOH = MnO2 + 4OH- (нейтральная среда),
MnO4- + e = MnO42- (щелочная среда), при малом количестве
восстановителя.
При нагревании перманганаты легко разлагаются с выделением
кислорода
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Экспериментальная часть.
Опыт 1.Получение и свойства дигидроксида марганца
К раствору соли марганца (II) (3-4 капли) прибавьте 5-6 капель раствора
гидроксида натрия. Для установления характера гидроксида марганца
полученный осадок разделите на 3 части. К одной части прибавьте 3-4 капли
2н кислоты, во второй части – 3-4 капли раствора щелочи. Напишите
уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Осадок в третей пробирке оставьте стоять на воздухе. Как меняется
цвет осадка? Напишите уравнения реакции.
Опыт 2. Окисление солей двухвалентного марганца.
а) Окисление брома.
Внесите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата марганца и 4-5 капель
раствора гидроксида натрия. К полученному осадку гидроксида марганца
добавьте 5-6 капель бромной воды. Отметьте изменение цвета осадка.
Напишите уравнения реакций.
б) Окисление висмутатом натрия.
Поместите в пробирку 1 каплю раствора сульфата марганца и 5-6 капель 2н
раствора азотной кислоты. Добавьте немного висмутата натрия. Отметьте
цвет раствора. Напишите уравнения реакций.
- 55 -
Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца.
1. Поместите в пробирку немного диоксида марганца прибавьте 5-6
капель 2н серной кислоты и 4-5 капель раствора сульфата железа (II).
Напишите уравнения реакций.
2. В пробирку поместите немного диоксида марганца и добавьте 2-3
капли концентрированной соляной кислоты. По цвету и запаху
определите какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно,
пробирку подогрейте. Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Влияние реакции среды на окислительные свойства перманганата
калия.
В три пробирки налейте по 3-4 капли раствора перманганата калия. Добавьте
в одну пробирку 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в другую столько же
воды, в третью – 2-3 капли раствора щелочи. В каждую пробирку надо
добавить 4-5 капель раствора сульфита натрия. Отметьте изменение
первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Напишите
уравнения всех происходящих реакций.
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца
(VI).
Полученный в опыте 4 манганат разделите на три пробирки.
а) Самоокисление-самовосстановление манганата.
В одной из пробирок наблюдайте разложение манганата. Напишите
уравнения реакций.
б) Взаимодействие манганата калия с хлором.
Во вторую пробирку с раствором манганата добавьте 2-3 капли хлорной
воды. Напишите уравнения реакций.
в) Взаимодействие манганата калия с сульфитом натрия.
В третью пробирку к раствору манганата добавьте несколько кристаллов
сульфита натрия. Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Окислительные свойства перманганата калия.
а) Окисление сульфата железа (II).
- 56 -
В пробирку поместить 3-4 капли раствора перманганата калия, столько же 2н
раствора серной кислоты и несколько кристалликов соли Мора. Как
изменилась окраска раствора. Напишите уравнения реакций.
б) Окисление соли марганца (II).
Внесите в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия и столько же
раствора сульфата марганца. Опустите в пробирку синюю лакмусовую
бумажку. Какая среда образовалась в полученном растворе? Напишите
уравнения реакций.
в) Окисление пероксида водорода.
В пробирку внесите 3-5 капель раствора перманганата калия и 2-3 капли 2н
раствора серной кислоты. Добавьте 3-4 капли 10%-ного раствора пероксида
водорода. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.
Опыт 7. Разложение перманганата калия при нагревании.
Поместите 3-4 кристаллика перманганата калия в пробирку и нагрейте ее до
полного разложения перманганата. Выделение кислорода установите с
помощью тлеющей лучинки. После охлаждения пробирки добавьте 5-6
капель холодной воды. Какой цвет имеет полученный раствор и осадок?
Напишите уравнения реакций разложения.
Контрольные вопросы и задачи.
1.
Напишите электронную формулу атома марганца. Дайте на основании
этой формулы краткую характеристику.
2.
Какие окислительные числа проявляет марганец?
3.
Как взаимодействует марганец с водой, кислотами, окислителями?
4.
Каков характер оксида марганца? Чем объяснить, что они сильно
отличаются химическими свойствами?
5.
Приведите реакции, подтверждающие восстановительные свойства
марганца (II).
6.
Приведите реакции получения диоксида марганца, охарактеризуйте его
свойства с точки зрения кислотных и окислительно-восстановительных
свойств.
- 57 -
Лабораторная работа № 9
тема: Гравиметрический метод анализа.
Гравиметрический метод анализа предусматривает осаждение элемента
в виде труднорастворимого соединения, масса которого и определяется в
процессе анализа. Реагент-осадитель выбирают таким образом, чтобы
достигалось практически полное осаждение определяемого компонента и в
осадок не попадали примеси посторонних веществ. В весовом анализе могут
применяться только осадки, отвечающие определённым требованиям:
1. Осадок должен быть практически нерастворим, с ПР < 10−8 .
2. Осадок после прокаливания или высушивания должен иметь
определённый состав.
3. Осадок должен иметь форму, удобную для отделения его от раствора.
Процесс образования осадка протекает в несколько стадий. В связи с
этим могут быть получены 2 типа осадков существенно различающихся по
ряду свойств:
Осадки кристаллические, состоящие из относительно небольшого
количества крупных кристаллов.
Осадки аморфные, состоящие из большого числа мелких частиц, не
имеющих определённой формы. Аморфные осадки характерны для
гидроокисей и сульфидов металлов.
Резкой границы между двумя типами осадков нет.
При получении кристаллических осадков осаждение следует вести
очень медленно. Тогда кристаллы образуются крупные и правильной формы.
Как правило, они наиболее чистые и удобные для отделения от раствора,
промывания. Чтобы осаждение происходило медленно, необходимо
соблюдать следующие условия:
1. Осаждение вести из разбавленного раствора разбавленным раствором
осадителя.
2. Раствор осадителя прибавлять очень медленно (особенно в начале
процесса) при непрерывном перемешивании.
3. Осаждение вести при нагревании.
4. К фильтрованию приступать только после полного охлаждения
раствора.
- 58 -
Аморфные осадки осаждаются из концентрированных растворов
концентрированным раствором осадителя при нагревании. Высокая
концентрация
ионов
в
растворе
уменьшает
возможность
коллоидообразования и способствует образованию более плотного осадка с
более крупными зёрнами и, следовательно, меньшей поверхностью. У такого
осадка меньше способность адсорбировать примеси, его легче отделять от
раствора фильтрованием.
Выделенный осадок (осаждаемая форма – О.Ф.) отделяют от раствора
фильтрованием, промывают, высушивают, охлаждают и взвешивают на
аналитических весах (весовая форма – В.Ф.).
Требования, предъявляемые к весовой форме:
1. Весовая форма должна быть строго определённого состава.
2. Весовая форма – химически инертна к окружающей среде.
3. Весовая форма должна иметь большой молекулярный вес.
Если известны вес весовой формы и его формула, вычисляют содержание
определяемого компонента. Результат выражается в % от взятой для анализа
пробы.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
«Гравиметрическое ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА(ІІІ)»
ЦЕЛЬ РАБОТЫ:
1. Ознакомить с правилами работы на аналитических весах.
2. Приобрести навыки аналитических приёмов (осаждение, промывание,
фильтрование).
3. Количественно определить содержание железа (III) в исследуемом
растворе.
В основе весового определения железа лежит уравнение химической
реакции:
FeCl3 + 3NH4 OH → Fe(OH)3 ↓ + 3NH4 Cl
Полученный осадок Fe(OH)3 промывают, сушат, прокаливают до Fe2 O3 по
уравнению:
2Fe(OH)3 → Fe2 O3 + 3H2 O
- 59 -
Особенности определения:
Осадок Fe(OH)3 представляет собой типичный аморфный осадок, легко
переходящий в коллоидное состояние. Поэтому осаждение подобных осадков
производится из концентрированных, подкисленных и подогретых
растворов. При этом получаются более плотные, имеющие небольшой объём
и малую поверхность, осадки. Такие осадки труднее адсорбируют на своей
поверхности посторонние примеси и легче отмываются от них.
Перед осаждением раствор, содержащий железо, подкисляется азотной
кислотой для предотвращения гидролиза. В противном случае, вследствие
гидролиза солей трёхвалентного железа, образуются сначала основные соли
железа, а затем уже и Fe(OH)3 без добавления осадителя:
FeCl3 + H2 O ⇄ FeOHCl2 + HCl
FeOHCl2 + H2 O ⇄ Fe(OH)2 Cl + HCl
Fe(OH)2 Cl + H2 O ⇄ Fe(OH)3 ↓ + HCl
Образовавшиеся осадки обладают слизистой
консистенцией, плотно
прилипают к стенкам стакана и очень трудно отмываются. Добавленная
HNO3 подавляет гидролиз, смещая равновесие реакции, справа налево и
препятствует выпадению подобных осадков.
Осадитель во избежание коллоидообразования необходимо добавлять сразу и
для полноты осаждения вводить полуторный избыток последнего.
Расчёт навески
Согласно общим положениям для аморфных осадков навеску соли,
например FeCl3 ∙ 6H2 O , рассчитывают таким образом, чтобы получить 100
мл. 0,05Н раствора.
Величина навески, следовательно, определяется равенством:
М
Р=
= …г
3 ∙ 20 ∙ 10
где:
М
3
М
- г-экв взятой соли
3∙20
М
– 0,05 н раствор соли (1л)
3∙20∙10
- 0,05 н раствор взятой соли в 100 мл.
Практически содержание железа в пробе бывает в пределах 70 – 100 мг.
- 60 -
Расчёт осадителя
Произведём расчёт 2 н. NH4 OH необходимого для осаждения 70 мг
железа и нейтрализации 3 мл 2 н. раствора HNO3 , добавляемой перед
осаждением.
Тогда по реакции количество NH4 OH будет:
FeCl3 + 3NH4 OH = ↓ Fe(OH)3 + 3NH4 Cl
56 — 3 ∙ 35
X=
70 ∙ 3 ∙ 35
= 131 мг NH4 OH
56
70 — X
Что в переводе на объём 2Н раствора NH4 OH составит:
1000 — 70 ∙ 1000
X
—
131 ∙ 1000
X=
70 ∙ 1000
= 1,5мл
131
На нейтрализацию 3 мл добавляемой 2 н. HNO3 , содержащей 0,4 г HNO3
потребуется NH4 OH:
HNO3
NH4 OH
63
—
35
0,4
—
X
X = 0,222г = 222мг NH4 OH
или в мл 2 н. раствора NH4 OH:
1000 — 70 ∙ 1000
X
—
X=
222 ∙ 1000
70 ∙ 1000
= 3,1мл
222
Следовательно, общее количество 2 н. раствора NH4 OH будет:
1,5 + 3,1 = 4,6 мл
Или с полученным избытком: 4,6 ∙ 1,5 = 8,9 = 9,0 мл.
Правила работы на аналитических весах
Аналитические весы – точный физический прибор, позволяющий
определить вес взвешиваемого предмета с точностью до 0,0001 г. Поэтому,
чтобы весы долго служили, и взвешивание давало точные результаты, перед
взвешиванием необходимо:
1. Включить осветитель при помощи штепсельной вилки.
2. Проверить состояние весов, установив нулевую точку, для чего поворотом
ручки арретира медленно, до отказа вводят весы в рабочее состояние.
Одновременно автоматически включается лампочка осветителя. На экране
- 61 -
вейтографа появляется движущееся изображение шкалы. По истечению
времени перемещение шкалы прекращается. Неподвижная вертикальная
линия на вейтографе должна совпадать с нулевым делением шкалы. Если
такого совпадения нет, то следует вращать в ту или иную сторону головку
регулировочного винта и добиться такого совпадения.
3. Закрыть весы. На левую чашку весов помещают взвешиваемый предмет, а
на правую ставят при помощи пинцета граммовые разновески из набора
разновесов. Предмет взвешивают с точностью до 1г. Для определения массы
взвешиваемого предмета с точностью до 0,0001г пользуются показаниями
внутреннего и внешнего лимба, и перемещающейся шкалы. Снимаемые со
шкалы показания должны лежать в положительной области. Каждый раз, при
наложении или снятии разновесок при помощи лимбы, необходимо весы
выводить из рабочего состояния.
4. Взвешивание вещества необходимо проводить в специальной посуде –
тигле, на часовом стекле, бюксе.
5. Все взвешивания производить на одних и тех же весах, пользуясь одними и
теми же разновесами.
6. По окончании взвешивания весы должны быть арретированы , дверцы
закрыты, внутренний и внешний лимб поставлены на нулевое деление,
осветитель выключен при помощи штепсельной вилки.
Ход определения
Данный для анализа раствор подкисляют 3мл 2Н раствора HNO3 и,
не разбавляя водой, нагревают, не доводя до кипения. Рассчитанное
количество аммиака добавляют по стеклянной палочке к горячему раствору
железа в один приём.
Содержимое стакана хорошо перемешивают стеклянной палочкой и
для уменьшения адсорбции разбавляют горячей дистиллированной водой до
150мл. После этого ещё раз, перемешав жидкость с осадком, дают ей
отстояться 3-5 мин. и проверяют полноту осаждения, добавлением 1-2
капель NH4 OH .
Когда полностью железо осаждено, из стакана ощущается запах
аммиака. Отстоявшийся осадок фильтруют через неплотный фильтр «красная
лента», сливая вначале горячий, прозрачный раствор. Осадок в стакане
промывают 2-3 раза методом декантации, пользуясь 2% раствором NH4 NO3
- 62 -
, а затем количественно переносят весь осадок на фильтр. Остатки его,
прилипшие к стенкам стакана снимают кусочком беззольного фильтра и
присоединяют к общей массе осадка. После этого промывают осадок на
фильтре ещё 2-3 раза. Промывание следует производить до полного
удаления ионов Cl− (проба раствора, подкисленного HNO3 с Ag 2 (NO3 )2 ) во
избежание потерь вследствие летучести FeCl3 . Высушивают на воронке в
сушильном шкафу. Высушенный, но ещё слегка влажный, фильтр с осадком
переносят в предварительно прокаленный до постоянного веса тигель. Далее
осторожно обугливают фильтр в устье муфеля так, чтобы фильтр не
загорался и затем прокаливают осадок в муфельной печи до постоянного
веса. Прокаливание ведут в течение 30-40 мин при температуре 800° −
900° C.
Полученный осадок Fe2 O3 охлаждают
20-30 минут в эксикаторе,
взвешивают на аналитических весах и, убедившись в постоянстве веса,
рассчитывают содержание железа по формуле:
2Fe
Q Fe3+ =
∙a
Fe2 O3
Если анализ весового определения железа ведётся с взятия навески, то
% содержание железа рассчитывается по формуле:
2Fe
a
Q Fe3+ =
∙ ∙ 100
Fe2 O3 P
Где: a - вес осадка (весовая форма)
P - навеска
2Fe
Fe2 O3
- весовой фактор
Результаты анализа весового определения железа
Таблица №1
№
стакана
№
тигля
Масса
пустого
тигля (г)
Масса
Масса
тигля с
осадка
осадком(г) (г)
ФОРМА ОТЧЁТА
1. Краткое описание работы
2. Уравнения химических реакций
3. Расчёты
Фактор
пересчёта
Масса
железа
(III) (г)
- 63 -
Содержание
Предисловие
Общие указания к выполнению работ.
Правила оформления лабораторных работ.
Лабораторная работа №1. Определение эквивалентов.
Лабораторная работа №2. Комплексные соединения.
Лабораторная работа №3.а) Водородный показатель среды рН.
б)Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.
Лабораторная работа № 4. Растворимость веществ. Концентрация
растворов. Приготовление растворов различной концентрации.
Лабораторная работа № 5. Гидролиз солей.
Лабораторная работа №6. а)Определение жесткости и умягчение
воды.
б) Свойства элементов главной подгруппы II группы.
Лабораторная работа № 7. Железо, кобальт, никель.
Лабораторная работа №8. а)Свойства соединений хрома.
б)Свойство соединений марганца.
Лабораторная работа №9. Гравиметрический метод.
2
3
4
5
8
14
18
22
26
31
36
40
46
50
54