Основные классы химических соединений. Стехиометрия.

1
Практическая работа
Основные классы химических соединений. Стехиометрия.
Цель работы. Получить представление о простых и сложных веществах, о
металлах и металлоидах, о бинарных и сложных соединениях, об органических и
неорганических веществах. Освоить простейшие расчеты молекулярных масс и
количеств веществ по стехиометрическим уравнениям химических реакций.
Задачи работы. Пользуясь Периодической таблицей и таблицей растворимости
солей и оснований в воде, расположить предлагаемые в заданиях вещества по основным
классам химических соединений. Записать в ионном и ионно-молекулярном виде
реакции взаимодействия реагентов, принадлежащих различным классам.
Задание 1. Из веществ, приведённых в Вашем варианте, выберите металлы и неметаллы:
Запишите в табл. 1 химические символы элементов, основные валентности, которые
они могут проявлять в химических соединения и приведите для этих валентностей по одной
формуле химических соединений.
Неметаллы
Металлы
Таблица 1
Символ
Валентности
Примеры
соединений
Символ
Высшая и низшая
степени окисления
Примеры
соединений с
высшей и низшей
степенью окисления
Задание 2.
Из предложенного в Вашем варианте списка веществ выберите органические
и неорганические соединения:
Запишите в табл. 2 химические формулы и названия этих веществ. Укажите, к какому
классу химических соединений (кислоты, основания, соли и т.п.) они относятся.
Таблица 2
Формула
Органические
соединения
Название
Класс
Формула
Неорганические Название
соединения
Класс
Задание 3. Выберите из предложенного в Вашем варианте списка веществ бинарные
(нитриды, оксиды, сульфиды, хлориды) и сложные (кислоты, основания, соли). Запишите
химические формулы соответствующих соединений и расположите их в табл. 3:
2
Таблица 3
Нитриды
Бинарные (идо-) соединения
Оксиды
Сульфиды
Хлориды
Сложные соединения
Основания
Кислоты
Соли
Задание 4. Для химического получения антикоррозионного защитного покрытия на
поверхности железных изделий используют метод фосфатирования - в состав
антикоррозионных составов вводят ортофосфорную кислоту, которая с катионами
железа(III) образует газонепроницаемую, нерастворимую пленку ортофосфата железа(III).
Запишите соответствующее уравнение реакции между гидроксидом железа(III) и
ортофосфорной кислотой:
Укажите, сколько молей ортофосфорной кислоты вступает во взаимодействие с
ν Fe(OH ) молями гидроксида железа(III):
3
ν H3 PO4 =
Задание 5. Для получения защитных и декоративных покрытий на металлических
поверхностях применяют металлофосфатные связующие - неорганические клеи, в состав
которых входят водорастворимые кислые соли ортофосфорной кислоты (дигидрофосфаты
алюминия, хрома(III), меди(II), железа(III) и других металлов). Для их получения
нерастворимые оксиды или гидроксиды указанных металлов обрабатывают избытком
раствора ортофосфорной кислоты при температуре, близкой к температуре кипения. Одним
из наиболее известных является бесцветное алюмофосфатное связующее.
Запишите соответствующее уравнение реакции между гидроксидом алюминия и
ортофосфорной кислотой, в результате которой образуется дигидрофосфат алюминия:
Рассчитайте массу ортофосфорной кислоты, которая будет израсходована на
получение mAl( H PO ) килограмм дигидрофосфата алюминия:
2
4 3
3
Задание 6. Разбавленный раствор серной кислоты окисляет металлы, стоящие в ряду
напряжений металлов до водорода. Продуктами реакции являются сульфат металла и
газообразный водород. Окислителем в концентрированном растворе серной кислоты (с
2−
массовой долей более 30%) является анион SO4 , и она может взаимодействовать как с
активными, так и с малоактивными металлами, стоящими в ряду напряжений металлов
после водорода. Продуктами реакции в зависимости от температуры, концентрации и
химической природы металлов могут быть сероводород H 2 S , сера или оксид серы(IV) SO2 .
6.1. Запишите уравнение реакции между цинком и разбавленной серной кислотой,
которая используется для получения газообразного водорода в лабораторных условиях:
Рассчитайте объем водорода при н.у. (273 К; 101,3 кПа), который выделится при
взаимодействии mZn килограмм цинка с раствором серной кислоты:
6.2. Принимая во внимание, что продуктом является загрязняющий атмосферный
воздух диоксид серы(IV), запишите уравнение реакции между медью и концентрированной
серной кислотой, которая может быть использована в технологии электронных устройств
для травления медной пленки при получении печатных плат:
Рассчитайте массу меди, которую можно растворить с помощью mH 2 SO4 килограмм
серной кислоты:
Задание 7. Теплотворной способностью называется количество тепла, выделяющееся при
полном сгорании 1 кг твердого, жидкого или 1 м3 газообразного топлива при 273 К и 101,3 кПа.
Например, бензин и дизельное топливо имеют теплотворную способность более 45000 кДж/кг.
Рассчитайте теплотворную способность метана q в кДж/м3, если термохимическое
уравнение реакции его горения с получением оксида углерода(IV) и паров воды имеет вид:
CH 4 + 2O2 = CO2 ↑ +2 H 2O ↑ ; ΔH = −1,11 кДж.
1
Лабораторная работа
Периодическое изменение химических свойств элементов
Цель работы. Получить представление о периодическом изменении
свойств элементов и их соединений. Приобрести навыки использования Периодической таблицы Д.И. Менделеева для оценки возможных степеней окисления, химической активности и свойств элементов.
Задачи работы. Пользуясь справочными данными, установить, какие свойства химических соединений подчиняются периодическому закону. Рассмотреть
связь свойств химических соединений со строением внешних валентных электронных уровней и подуровней.
Общие сведения. Периодический закон и периодическая таблица элементов являются основой систематики большинства химических свойств элементов и
их соединений. Периодическая таблица Д.И. Менделеева позволяет, не прибегая к
справочным материалам, делать прогнозы возможности протекания тех или иных
химических реакций и свойств участвующих и образующихся соединений.
Ход работы. Составьте электронные формулы заданных элементов и
отметьте, какие из электронов определяют химические свойства образуемых
ими веществ. Запишите химические формулы оксидов и гидроксидов, соответствующие высшим степеням окисления элементов. Пользуясь справочными данными, для однотипных соединений рассмотрите окраску, температуру плавления, плотность, электроотрицательность и др. Укажите, какие из
этих свойств подчиняются периодическому закону?
Дома. В табл. 5—8 внесите данные, которые можно получить из Периодической таблицы Д.И.Менделеева: химический символ элемента, номера
периода, группы, подгруппа, заряд атомного ядра, электронное строение
атомов, химические формулы оксидов и гидроксидов, перечень элементов в
подгруппе и др.
Задание 1. Периодические и непериодических свойств элементов.
Для элементов, номера которых указаны в Вашем варианте, заполните
табл. 1, характеризующую некоторые свойства простых веществ.
Укажите, что является причиной периодического изменения свойств
простых веществ и их соединений:
В выводе укажите, какие свойства простых веществ подчиняются периодическому закону?
1
2
Таблица 1
Свойства простых веществ, оксидов и гидроксидов ряда элементов в высшей степени окисления
Символы элементов
Номер периода / группа, подгруппа
Заряд атомного ядра
Конфигурация валентных электронов
Агрегатное состояние и внешний вид
простых веществ
Металл или неметалл
Электроотрицательность
Температура плавления
Плотность
Радиус атома
Первый потенциал ионизации атома
Окраска простых веществ
Формула оксида, отвечающего
высшей степени окисления
Энтальпия образования оксида
Формула гидроксида, отвечающего
высшей степени окисления
Химический характер (кислотный,
основной, амфотерный) оксидов и
гидроксидов, отвечающих высшей
степени окисления
Вывод:
2
3
Задание 2. Использование Периодической таблицы для предсказания
свойств соединений элементов
Для элементов, номера которых указаны в Вашем варианте, заполните
табл. 2. В выводе укажите, какие данные были получены Вами в результате
использования Периодического закона.
Таблица 2
Показатель
Химические символы элементов
Характеристика показателей
Заряд атомного ядра
Конфигурация валентных электронов
Группа - подгруппа
Перечень элементов в
подгруппе
Формула оксида, отвечающего
высшей степени окисления
Наименование оксида в соответствии с
международной номенклатурой
Формула гидроксида, отвечающего
высшей степени окисления
Название гидроксида в соответствии с
международной номенклатурой
Химический характер оксида и гидроксида с высшей степенью окисления
Вывод:
Задание 3. Изменение свойств элементов в подгруппах
Для элементов, подгруппы которых указаны в Вашем варианте, заполните таблицу, характеризующую некоторые свойства атомов.
Сделайте вывод, как изменяются свойства атомов при увеличении порядкового номера элемента? Что является причиной периодического изменения свойств атомов в подгруппах?
Таблица 3
Показатель
Символы элементов
подгруппы _____
Заряд атомного ядра
Конфигурация
валентных электронов
Значение первого
потенциала ионизации
Электроотрицательность
Окислитель или
восстановитель
Вывод:
Характеристика показателей
4
Задание 4. Изменение кислотно-основных свойств в периодах
Для элементов третьего периода, за исключением хлора и аргона, запишите в табл. 4 электронные конфигурации валентных подуровней, возможные степени окисления, химические формулы оксидов и гидроксидов. Отметьте, какие оксиды и гидроксиды будут взаимодействовать со щелочами и
с кислотами.
Таблица 4 (к опыту 1)
Свойство
Конфигурация
валентных электронов
Высшая / низшая
степени окисления
Химические формулы
гидридов, отвечающие
низшим степеням
окисления
Элемент
Na
Mg
Al
Si
P
S
/
/
/
/
/
/
Химические формулы
оксидов
Химические формулы
гидроксидов
Взаимодействие оксидов и гидроксидов со
щелочами (+, -)
Взаимодействие оксидов и гидроксидов с
кислотами (+, -)
4.1. Запишите молекулярные уравнения реакций получения малорастворимых гидроксидов магния и алюминия при сливании растворов хлоридов магния и алюминия с раствором гидроксида натрия:
5
4.2. Запишите молекулярные уравнения реакций между гидроксидами
элементов III периода, которые являются кислотами, и водным раствором
гидроксида натрия:
4.3. Запишите молекулярные уравнения реакций между гидроксидами
элементов III периода, которые являются основаниями, и соляной кислотой:
4.4. Запишите молекулярное уравнение реакции взаимодействия амфотерного гидроксида алюминия с раствором гидроксида натрия:
Сделайте вывод об изменении кислотно-основных свойств в периодах.
Вывод:
Лабораторная работа
Основные стехиометрические законы
Цель работы. Освоить методы использования стехиометрических законов и
стехиометрические расчеты.
Задачи работы. Принимая, что поверхность металла покрыта его оксидом,
определить массовую долю металла в порошкообразном образце.
Общие положения. Метод основан на способности металла вытеснять водород
из кислоты; при этом оксид металла с кислотой образует воду. Запишите в общем виде
уравнения реакций взаимодействия двухвалентного металла Met и его оксида MetO с
соляной кислотой:
Met :
… + … HCl = …
MetO :
… + … HCl = …
Пользуясь законом эквивалентов, по объему выделяющегося водорода можно
определить массу металла в навеске.
mМ
V
= 0 ,
М э
Vэ
(1)
где mM – масса металла, г; Мэ – молярная масса эквивалента металла, г/моль;
V0 – объем водорода (н.у.), л; Vэ – объем эквивалента водорода, л/моль.
Ход работы. Проверьте установку на герметичность, опустив воронку ниже
уровня воды в бюретке. Если в течение двух−трех минут уровень жидкости не
изменяется, прибор герметичен.
1. Запишите в табл. 1 массу навески m, указанную на пакете с порошком металла,
давление и температуру воздуха в лаборатории. Так как объем бюретки с
пробиркой замкнутый, парциальное давление выделившегося водорода
рассчитайте с поправкой на упругость водяного пара (табл. 2).
2. Заполните примерно 1/3 объема пробирки кислотой (HCl 1:3). Не разворачивая
пакет, вложите его в расположенную наклонно пробирку так, чтобы он не касался
кислоты. Закройте пробирку пробкой, и отметьте уровень жидкости в бюретке (nнач.
в табл. 1). Отсчет шкалы производят по нижнему краю вогнутого мениска
жидкости при нахождении его на уровне глаз.
3. Расположите пробирку вертикально и осторожно встряхните ее, после чего
порошок металла в пакете реагирует с кислотой. Реакцию можно считать
законченной, когда выделение пузырьков водорода прекратится, и температура
раствора сравняется с комнатной (обычно 7—10 мин.). Отметьте конечный уровень
воды в бюретке (nкон.).
4. Пользуясь объединенным газовым законом, приведите объем водорода к
нормальным условиям (Т0 и Р0 – температура и давление при н.у.):
V0 =
V ⋅ T0 ⋅ ( P − PH 2O )
T ⋅ P0
=
5. Запишите в табл. 1 значения атомной массы и молярной массы
эквивалента заданного металла. Преобразуя формулу (1), рассчитайте массу
металла, который вступил в реакцию с раствором кислоты:
MV
mM = э 0 =
Vэ
Массовая доля металла в навеске:
m
ω = M 100 =
m
Таблица 1
Показатели
Значения
Масса навески
m=
г
Температура воздуха
Т=
К
Атмосферное давление
Р=
Па
PН20=
Па
РН2=
Па
nнач. =
мл.
nкон. =
мл.
V=
мл
Объем водорода, приведенный к нормальным условиям
V0 =
мл
Объем эквивалента водорода
Vэ =
мл/моль
Атомная масса металла
А=
г/моль
Эквивалентная масса металла
Мэ =
г/моль
Масса металла
mM =
г
ω=
%
Упругость паров воды при температуре опыта (см. табл. 2)
Парциальное давление водорода РН2= Р – PH2O
Объем выделившегося водорода, полученный в результате
эксперимента V = nкон. – nнач.
Массовая доля металла в навеске
Таблица 2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
Температура
К
273
283
293
295
297
298
299
301
303
Давление
насыщенного
пара воды
кПа
0,61
1,23
2,34
2,64
2,98
3,17
3,36
3,78
4,24
мм.рт.ст.
4,6
9,2
17,5
19,8
22,4
23,8
25,2
28,5
31,8
1
Лабораторная работа
Приготовление разбавленного раствора серной кислоты
Цель работы. Освоение навыков приготовления растворов кислот и определения
их концентраций.
Задачи работы. Приготовить раствор H2SO4 из более концентрированного
раствора и определить его концентрацию.
Общие положения. Составы растворов чаще всего выражают в массовых долях ω,
молярной концентрацией сМ и молярной концентрацией эквивалента (нормальной
концентрацией) сн:
ω=
100m f
cM =
cн =
m
=
mf
M f ⋅V
mf
M Эf ⋅ V
mf
10V ρ
;
(1)
;
(2)
,
(3)
где mf и m — массы растворенного вещества и раствора, г; V — объем раствора, дм3; ρ —
плотность раствора, г·см-3; Mf и MЭf — молярная масса и молярная масса эквивалента
(эквивалентная масса) растворенного вещества, г·моль-1.
Дома. Используя определение (2) молярной концентрации, рассчитайте массу
концентрированной серной кислоты, содержащейся в объеме раствора V с заданной
концентрацией сМ:
mH 2 SO4 =
Ход работы.
1. С помощью ареометра определите плотность исходного раствора серной
кислоты или возьмите данные у преподавателя: ρ =
Используя справочные данные, по значению плотности определите массовую долю
H2SO4 в исходном растворе: ω =
2. Используя рассчитанное дома значение массы H 2 SO4 , определите массу mω
исходного раствора с массовой долей ω:
mω =
mH 2 SO4 ⋅ 100
ω
=
3. Рассчитайте объем Vω исходного раствора H 2 SO4 с массовой долей ω,
который необходим для приготовления заданного раствора:
m
Vω = ω =
ρ
2
4. Мерным цилиндром отмерьте рассчитанный объем Vω и перенесите его в
мерную колбу емкостью V (во избежание разбрызгивания кислоты, колбу
предварительно заполните на четверть дистиллированной водой!). Доведите
дистиллированной водой раствор в мерной колбе до метки. Тщательно перемешайте
приготовленный раствор, закрыв колбу резиновой пробкой и переворачивая ее
(удерживая за дно и пробку).
5. В основе объемного титрования в данном случае лежит реакция
нейтрализации приготовленного раствора H2SO4 раствором NaOH с известной
концентрацией cNaOH (концентрация указана на склянке со щелочью).
Запишите эту реакцию:
Нормальную (эквивалентную) концентрацию cH 2 SO4 приготовленного раствора
H2SO4 рассчитывают, используя формулировку закона эквивалентов, выраженную
через объемы1 и нормальные концентрации реагирующих растворов
cH 2 SO4VH 2SO4 = cNaOHVNaOH .
(4)
Для титрования пипеткой отберите 10 мл (аликвоту) приготовленного
раствора серной кислоты, перенесите его в коническую плоскодонную колбу и
добавьте одну-две капли индикатора фенолфталеина.
Добавляйте небольшими порциями раствор гидроксида натрия (титрант) из
бюретки, непрерывно перемешивая содержимое колбы легким встряхиванием и
наблюдая изменение его окраски. Титрование считать законченным при
изменении окраски из бесцветной в слабо-розовую, устойчивую в течение 30
секунд. Титрование повторите дважды, записывая объем израсходованной щелочи:
V2 =
V1 =
Для дальнейших расчетов используйте среднее арифметическое
V +V
VNaOH = 1 2 =
2
6. Из (4) рассчитайте нормальную концентрацию раствора H2SO4:
cH 2 SO4 =
значение:
cNaOH ⋅ VNaOH
=
10
7. Учитывая соотношение молярной и эквивалентной масс H2SO4, входящих в
(2) и (3), переведите найденное значение cH 2 SO4 в молярную концентрацию:
сМ =
8. Рассчитайте относительное отклонение экспериментального и заданного
значений молярной концентрации H2SO4:
δ=
1
cM эксперимент − сM задание
сM задание
⋅ 100 =
При расчетах обычно объемы берут в мл.
1
Лабораторная работа
Химическая кинетика и химическое равновесие
Выполнил студент группы ___________
__________________________
Фамилия Имя Отчество
Отметка о выполнении ________________
_____________________
Выполнено
Зачтено
Цель работы. Получить представление об использовании закона действующих
масс, уравнения Аррениуса и правила Вант-Гоффа для определения скорости химических
реакций при разных концентрациях и температурах. Приобрести навыки использования
констант равновесия и принципа Ле Шателье для анализа равновесий обратимых реакций.
Задачи работы. Исследовать зависимость скорости взаимодействия тиосульфата
натрия с серной кислотой от концентрации. Исследовать влияние концентрации
реагирующих веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в растворе.
Общие положения. В соответствии с законом действующих масс1: скорость
химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
Для элементарной реакции aA+bB+dD=продукты выражение скорости (закон
действующих масс) записывается в виде:
v = kc Aa cBb cDd ,
(1)
где k – константа скорости; a, b и d – показатели степеней, совпадающие с
соответствующими стехиометрическими коэффициентами2.
Большинство химических реакций являются сложными и протекают в несколько
стадий3. Стехиометрические уравнения этих реакций выражают суммарный результат
превращений, а не отдельный акт взаимодействующих частиц. Скорость таких реакций
определяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии. Так, исследуемая в
опыте 1 реакция, описываемая общим уравнением:
Na2 S 2O3 + H 2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 ↑ +S ↓ + H 2O ,
(2)
протекает в три стадии:
I. Na2 S 2O3 + H 2 SO4 = H 2 S2O3 + Na2 SO4 ,
II. H 2 S2O3 = H 2 SO3 + S ↓
и
III. H 2 SO3 = SO2 ↑ + H 2O .
Реакции I и III стадий протекают практически мгновенно, а лимитирующая стадия II –
медленно. Таким образом, скорость реакции (2) полностью определяется скоростью
стадии II, которая соответствует разложению промежуточного продукта H 2 S2O3 и
образованию мелкокристаллического (коллоидного) осадка серы.
Устойчивым состоянием обратимых реакций является химическое равновесие:
состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
1
Сформулирован в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Ваге.
Сумма (a+b+d), называемая порядком реакции, не должна превышать трех, так как в элементарной
реакции не могут участвовать одновременно более трех частиц.
3
Для сложных реакций, протекающих в несколько стадий, показатели степеней могут быть меньше
стехиометрических коэффициентов.
2
2
О степени протекания обратимых процессов можно судить, пользуясь законом
действующих масс4: частное от деления произведения равновесных концентраций
продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ с
учетом их стехиометрических коэффициентов является величиной постоянной. Эту
величину называют константой равновесия Кр.
Рассмотрим обратимую реакцию взаимодействия веществ А и В с образованием
продуктов D и Е:
aA + bB R dD + eE ,
где а, b, d и е – стехиометрические коэффициенты.
Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше
или меньше скорости обратной реакции5:
d
К
р
=
[D ] ⋅ [Е ] е
[ А ] а ⋅ [В ] b
.
(3)
Под смещением химического равновесия понимают установление нового
состояния
системы
при
иных
равновесных
концентрациях
веществ,
удовлетворяющих выражению (3). Направление смещения равновесия оценивают,
пользуясь принципом Ле Шателье: при изменении хотя бы одного из внешних
условий (концентрация, температура, давление), равновесие смещается в
направлении реакции, препятствующей вносимому изменению.
Опыт 1. Влияния концентрации вещества на скорость реакции
С помощью мерных цилиндров в четыре химических стакана влейте
соответствующие табл. 1 объемы 0,1М раствора тиосульфата натрия и
дистиллированной воды. В пробирку налейте 5 мл 0,1М раствора серной кислоты.
Включив секундомер, быстро влейте содержимое пробирки в первый стакан.
При появлении в стакане слабой опалесценции, постепенно усиливающейся до
интенсивной мути за счет выделяющегося осадка коллоидной серы, выключите
секундомер и занесите его показания в табл. 1.
Аналогично проведите опыты со вторым, третьим и четвёртым стаканами,
отмечая каждый раз в табл. 1 продолжительность протекания реакции.
Рассчитайте значение величины υ, которая характеризует скорость реакции
между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Для удобства построения графика,
значения υ увеличены в 100 раз (последняя колонка таблицы).
Используя данные последнего столбца таблицы и выбрав соответствующие
масштабы по осям абсцисс и ординат, постройте кинетическую зависимость в
координатах «скорость реакции – относительная концентрация Na2S2O3».
В выводе для реакции (2) укажите характер зависимости скорости от
концентрации тиосульфата натрия и запишите соответствующее выражение закона
действующих масс6.
4
Еще одна формулировка закона действующих масс, данная К. Гульдбергом и П. Ваге (1864 г.).
Кр зависит от температуры и химической природы реагирующих веществ.
6
Следует учесть, что стадия 1 протекает очень быстро, и концентрация тиосульфата натрия практически
совпадает с концентрацией тиосерной кислоты.
5
3
Номер
стакана
Таблица 1
Зависимость скорости реакции (2) от концентрации тиосульфата натрия
1
2
3
4
Объём раствора в
стакане 16 мл,
в том числе, объёмы
компонентов, мл
Na2S2O3
Вода
4
8
12
16
12
8
4
—
Объем
Н2SO4 в
пробирке,
мл
Продолжительность
процесса τ,
с
Величина υ
пропорциональная
скорости реакции,
υ =1/τ, с-1
100·υ,
с-1
5
5
5
5
Рис. Зависимость величины υ, пропорциональной скорости реакции (2),
от относительной концентрации Na2S2O3
Вывод:
υ=
4
Опыт 2. Cмещения химического равновесия при изменении концентрации
исходных и образующихся веществ
В химический стакан емкостью 50 мл налейте примерно 10 мл
высококонцентрированного раствора хлорида железа(III). К содержимому стакана
прибавьте 1–2 капли концентрированного раствора тиоцианата (роданида) аммония.
Интенсивная красная окраска раствора связана с образованием тиоцианата
железа(III); запишите молекулярное уравнение обратимой реакции между FeCl3 и
NH 4 SCN :
Полученный раствор разбавьте дистиллированной водой до интенсивного
розового цвета и поровну разлейте по четырем пробиркам.
Оставьте первую пробирку с раствором для сравнения, во вторую добавьте
несколько капель концентрированного раствора или несколько кристаллов хлорида
железа(III), в третью — несколько капель концентрированного раствора или
несколько кристаллов тиоцианата аммония, а в четвертую — один микрошпатель
кристаллического хлорида аммония.
Сравните окраску растворов в пробирках № 2, № 3 и № 4 с окраской исходного
раствора в пробирке № 1. Результаты опыта занесите в табл. 2. Усиление окраски,
свидетельствует о смещении равновесия вправо, а ослабление — на уменьшение
концентрации Fe(SCN)3.
Таблица 2
Смещение равновесия реакции образования тиоцианата (роданида) железа(III)
№
Состав
1
2
3
4
Исходный раствор
Добавлен FeCl3
Добавлен NH4SCN
Добавлен NH4Cl
Окраска
Характер изменения
окраски
Направление смещения
равновесия
В выводе укажите направление смещения равновесия при изменении
концентрации исходных реагентов и продуктов реакции. Запишите выражение (3)
для исследуемой системы, подставив формулы участвующих в химическом
равновесии соединений, и укажите вещества, которые определяют скорости прямой
и обратной реакций.
Вывод:
Кр =
5
Опыт 3. Смещение химического равновесия слабого электролита при
увеличении концентрации одного из ионов
В две пробирки налейте по 2—3 мл раствора уксусной кислоты. В каждую
пробирку добавьте по 2—3 капли метилоранжа или другого индикатора
кислотности среды.
Добавьте в одну из пробирок немного кристаллического ацетата натрия
CH3COONa и перемешайте ее содержимое. Отметьте изменение окраски раствора:
Запишите уравнение электролитической диссоциации сильного электролита —
ацетата натрия:
Запишите уравнение электролитической диссоциации слабой уксусной кислоты
и выражение для константы равновесия (константы диссоциации):
В выводе укажите, почему изменилась окраска и в какую сторону смещается
ионное равновесие при увеличении концентрации ацетат-иона.
Вывод:
Опыт 4. Смещение химического равновесия слабого электролита при
изменении кислотности раствора
В две пробирки налейте по 2—3 мл растворов дихромата калия и хромата
натрия. Отметьте окраску растворов:
K 2Cr2O7 —
Na2CrO4 —
При равновесии в растворах CrO42− и Cr2O72− присутствуют одновременно:
Cr2O72− + 2OH − R 2CrO42− + H 2O ;
2CrO42− + 2 H + R Cr2O72− + 2 H 2O .
6
В первую пробирку добавьте разбавленную щелочь, а во вторую —
разбавленный раствор серной кислоты.
По изменению окраски растворов сделайте вывод о том, какие соли хрома(VI)
образуются в каждой пробирке:
Запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме.
В выводе укажите, как происходит смещение равновесий в растворах.
Вывод:
1
Лабораторная работа
Диссоциация молекул при растворении в воде и
ионные реакции в растворах электролитов
Цель работы. Изучение процессов электролитической диссоциации и реакций
ионного обмена в растворах электролитов.
Задачи работы. Используя разбавленные растворы химических соединений
провести опыты, иллюстрирующие различную силу электролитов и возможность
самопроизвольного протекания реакций ионного обмена.
Опыт 1. Исследование электропроводности растворов
В стаканы налейте H2Oдистиллированная, H2Oводопроводная (укажите возможные
примеси) и растворы С6Н12О6 (глюкоза), С2Н5ОН (этанол), NaCl (хлорид натрия),
NaOH (гидроксид натрия), H2 SO4 (серная кислота), CH3COOHконц., CH3COOHразб.
(уксусная кислота), NH4OH (гидроксид аммония).
Опускайте последовательно в каждый стакан электроды, соединенные с
источником тока. Об электропроводности растворов судят по накалу лампочки,
включенной последовательно с сопротивлением раствора: интенсивное свечение –
сильные электролиты, слабый накал – слабые электролиты, отсутствие свечения –
неэлектролиты.
Расположите вещества по трем группам. Для электролитов запишите уравнения
электролитической диссоциации.
1. Неэлектролиты:
2. Сильные электролиты и уравнения их полной диссоциации:
3. Слабые электролиты и уравнения ионного равновесия в растворах:
Опыт 2. Ионные реакции с образованием малорастворимых соединений
В первую пробирку внесите 2–3 мл раствора хлорида железа(III) и добавьте
такое же количество раствора NaOH (2 н.), а во вторую пробирку налейте 2–3 мл
H2SO4 (1 М) и добавьте раствор хлорида бария.
В обеих пробирках отметьте окраску трудно растворимых соединений.
Запишите химические формулы образующихся осадков:
Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионномолекулярном виде.
2
Опыт 3. Ионные реакции с образованием слабодиссоциирующих веществ
3.1. В пробирку, поместите 1–2 мл раствора ацетата натрия и прилейте раствор
разбавленной серной кислоты. Запишите химическую формулу вещества, которому
соответствует появившийся запах:
Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной
формах:
3.2. В пробирку поместите 1–2 мл раствора хлорида аммония и добавьте
такой же объем 2 н. NaOH (пробирку можно слегка подогреть). Определите по
запаху какой выделяется газ и запишите его название химическую формулу:
Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной
формах:
3.3. В две пробирки внесите по 1–2 мл NaOH (2 н.) и добавьте по одной капле
индикатора фенолфталеина. Укажите, под влиянием каких ионов раствор окрасился
в малиновый цвет? _______________________________
По каплям добавляйте в первую пробирку соляную кислоту (2 н.), во вторую –
раствор уксусной кислоты. Чем объясняется исчезновение окраски индикатора при
добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание раствора наступает быстрее?
Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной
формах:
3
Опыт 4. Ионные реакции с образованием летучих продуктов реакции
Поместите в пробирку микрошпатель соды Nа2СО3 и добавьте по каплям
раствор уксусной кислоты. Составьте уравнение протекающей реакции в
молекулярной и ионно-молекулярной формах:
Опыт 5. Ионные реакции с участием комплексных соединений
5.1. В пробирку внесите 1–2 мл раствора сульфата меди(II) и добавьте
небольшое количество раствора NaOH (2 н.). Отметьте окраску осадка и составьте
уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:
5.2. В ту же пробирку по каплям добавьте концентрированный раствор
аммиака NH4OH. Наблюдайте растворение осадка и изменение окраски раствора
вследствие образования комплексных катионов тетраамминмеди(II). Укажите их
окраску в растворе: ____________________________
Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионномолекулярной формах:
В выводе на основании опытов 1—5 укажите, в каких случаях протекают
реакции ионного обмена между сильными и слабыми электролитами.
Вывод:
1
Лабораторная работа
Гидролиз неорганических солей
Цель работы. Изучение закономерностей гидролиза неорганических солей
слабых кислот и слабых оснований.
Задачи работы. Прогнозирование значений рН растворов при гидролизе
солей, изучение гидролитических свойств водных растворов солей и способов
уменьшения гидролиза.
Дома: Для заданных в вашем варианте растворов солей запишите все
возможные ступени гидролиза (в молекулярной и ионно-молекулярной формах) и
укажите кислотно-основной характер среды (рН):
Опыт 1. Изучение рН растворов и ионных равновесий при гидролизе
С помощью индикаторов или рН-метра измерьте рН в заданных растворах
солей 1 и 2. Укажите способ измерения и значения рН растворов:
Запишите ионные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей:
Используя справочные значения констант диссоциации слабых кислот,
рассчитайте для первой ступени константу и степень гидролиза соли 2:
Опыт 2. Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот
Пользуясь таблицей растворимости, подберите соединение, для которого
гидролиз протекает и по катиону и по аниону, и составьте соответствующие
уравнения гидролиза в молекулярной и молекулярно-ионной формах:
2
Опыт 3. Совместный гидролиз
Смешайте растворы солей 1 и 2, приведенные в Вашем задании и отметьте
наблюдаемые явления1. Объясните, в результате чего происходит взаимное
усиление гидролиза при сливании данных растворов. Запишите уравнения реакций
совместного гидролиза в молекулярном и молекулярно-ионном виде:
Опыт 4. Влияние температуры на степень гидролиза
В пробирку внесите 5–6 мл раствора ацетата натрия CH3COONa и 1–2 капли
индикатора фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на 2 части. Одну
пробирку оставьте для сравнения, другую – нагрейте до кипения.
Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться
и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Как изменяется окраска
индикатора и смещается равновесие гидролиза при изменении температуры:
Назовите гидролизующийся ион и составьте уравнение реакции гидролиза
соли в молекулярно-ионной форме:
Опыт 5. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей
В пробирку налейте примерно 0,5 мл концентрированного раствора хлорида
цинка и внесите в раствор кусочек цинка. Для ускорения реакции нагрейте
пробирку. Отметьте наблюдаемые явления: ____________________________
Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций
гидролиза ZnCl2
и растворения цинка:
1
Опыты с растворами сульфидов металлов проводить только в вытяжном шкафу при включенной
вентиляции!
1
Лабораторная работа
Определение рН осаждения гидроксида металла
Цель работы. Изучение растворимости (смещения гетерогенных равновесий
в насыщенных растворах) солей слабых кислот в зависимости от рН среды.
Задачи работы. Определить значение водородного показателя, при котором
происходит образование осадка гидроксида металла. Использовать расчетное и
экспериментальное количество образующегося осадка гидроксида металла для
определения влажности осадка.
Дома: Пользуясь справочными значениями произведения растворимости
гидроксида заданного металла, рассчитайте концентрацию [OH–] и рН раствора,
при которых начинается осаждение этого гидроксида. Коэффициенты активности
всех ионов примите равными единице.
Запишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакции образования
гидроксида металла при взаимодействии растворов заданной соли и NaOH:
Запишите в ионно-молекулярной форме уравнение гетерогенного равновесия и ПР
заданного малорастворимого гидроксида металла:
ПР=
–
Рассчитайте значения [OH ] и pH раствора, при которых начинается образование осадка
гидроксида металла:
Ход работы:
1. Пользуясь имеющейся в лаборатории мерной посудой приготовьте раствор
соли металла с заданной молярной концентрацией с (моль/л). Пипеткой внесите 10
мл полученного раствора в стакан 3 (рис. 1). На дно стакана положите магнитный
стержень электромагнитной мешалки 4. Вводите в стакан 3 раствор NaOH из
бюретки 2 порциями по 1—2 мл и фиксируйте в таблице добавленный объем и
значения рН по шкале прибора 6:
2
V,мл 0
рН
V,мл
рН
V,мл
рН
Титрование закончите, когда произойдет скачок рН раствора, означающий
завершение образования гидроксида металла (область II на рис. 2).
1
2
5
6
3
4
Рис. 1. Схема установки для потенциометрического титрования:
1 – штатив; 2 – бюретка с NaOH; 3 – стакан с исследуемым раствором; 4 – магнитная
мешалка; 5 – стеклянный электрод для измерения рН; 6– рН-метр.
2. Постройте кривую потенциометрического титрования аналогично кривой,
изображенной на рис. 2.
pH
Рис. 2. Кривая потенциометрического
титрования:
pH k
pH n
pH 0
I
II
Vn
III
Vk
V
I и III – области изменения рН раствора
при добавлении NaOH;
II – область образования осадка
гидроксида металла.
Рис. 2. Экспериментальная кривая потенциометрического титрования
раствора соли ___________ раствором гидроксида натрия
3
Определите значения водородного показателя и объема щелочи в начальной
pHn=
Vn=
и конечной
pHk=
Vk=
точках осаждения гидроксида металла. Рассчитайте объем щелочи, израсходованной
на осаждение гидроксида металла:
ΔV = Vk − Vn =
Сравните расчетное и экспериментальное значения рН, при котором
осаждается гидроксид металла:
3. Пользуясь законом эквивалентов, по количеству израсходованной щелочи
ΔV определите массу осадка гидроксида металла:
1
Лабораторная работа
Окислительно-восстановительные реакции
Цель работы. Изучение свойств окислителей, восстановителей, условий
проведения окислительно-восстановительных процессов и составов продуктов.
Задачи работы. Рассчитать ЭДС окислительно-восстановительных реакций в
растворах. Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
соответствующих реакций, используя метод полуреакций (электронно-ионный
метод).
Общие положения. ЭДС окислительно-восстановительной реакции
находится как разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя:
ЭДС = Eокислитель − Евосстановитель .
Реакция протекает самопроизвольно, если
Eокислитель > Евосстановитель или
(1)
ЭДС > 0 .
(1)
Дома: Пользуясь справочными данными, запишите в табл. 1 возможные
продукты и значения электродных потенциалов для перманганат- и сульфит-ионов
в кислом, нейтральном и щелочном растворах. Рассчитайте ЭДС возможных
окислительно-восстановительных реакций в каждом случае.
Таблица 1
рН = 0
Реагенты
0
EOx
Re d , В
Окислитель
MnO4−
Восстановитель
SO32−
Продукт
рН = 7
0
EOx
Re d , В
Продукт
рН = 14
0
EOx
Re d , В
Продукт
ЭДС, В
Ход работы. В три пробирки поместите примерно по 5 мл разбавленного
раствора перманганата калия KMnO4. Добавьте в первую пробирку 1-2 мл серной
кислоты (2 н.), во вторую — дистиллированной воды, в третью — гидроксида
натрия (2 н.). В каждую пробирку засыпьте микрошпателем кристаллический
сульфита натрия.
Отметьте наблюдаемые явления и установите продукты реакций в кислой,
нейтральной и щелочной средах, принимая во внимание, что разбавленные растворы
солей марганца(II) практически бесцветны, оксид марганца(IV) выпадает в осадок в
виде бурых хлопьев, а раствор с манганат-ионом MnO42− имеет зеленую окраску:
• кислая среда (рН<7):
• нейтральная среда (рН∼7):
• щелочная среда (рН>7):
Ионно-электронным методом (методом полуреакций) составьте уравнения
проведенных реакций.
2
Кислая среда:
−
4
2−
3
+
MnO + SO + H → …
Нейтральная среда:
Шелочная среда:
MnO4− + SO32− + H 2O → …
MnO4− + SO32− + OH − → …
В выводе сравните результаты опытов с данными табл. 1. Укажите, в каком
случае окисление Na2SO3 протекает более легко.
Вывод:
1
Лабораторная работа
Общие свойства металлов
Цель работы. Изучение химических (восстановительных) свойств металлов в
реакциях с растворами электролитов.
Задачи работы. Использовать стандартные электродные потенциалы для
оценки восстановительной активности металлов при взаимодействии с водой,
щелочами, растворами кислот и солей. Анализ окислительно-восстановительных
реакций, протекающих с участием водной среды, провести, используя метод
полуреакций.
Общие положения. На границе поверхность металла – водный раствор его
соли устанавливается равновесие между атомами металла, находящимися в узлах
кристаллической решетки, и катионами металла в растворе:
Met
кристалл.
решетка
Met n+ + ne − .
раствор
(1)
кристалл.
решетка
Активность разных металлов в равновесии (1) оценивают с помощью стандартных
потенциалов EMet n + . Если металлический электрод покрыт пленкой газа, а металл
Met
выполняет функции проводника первого рода, то уравнение (1) может быть
записано для равновесия газ – водный раствор, содержащий катионы или анионы, в
которые переходят атомы газа.
В справочниках приводятся значения стандартных электродных потенциалов
0
металлов EMet
(стандартные условия 298 К; 101,3 кПа; 1 моль/л). Стандартный
n+
Met
электродный потенциал водородного электрода условно принят равным нулю
( EH0 + = 0 В). Если активная концентрация катионов металла aMet n + отличается от
H2
стандартной ( aMet n + ≠ 1 моль/л), электродный потенциал может быть рассчитан по
формуле Нернста:
EMet n +
Met
0
= EMet
n+
+
Met
0,059
lg aMet n + .
n
(2)
Дома. Пользуясь формулой (2), рассчитайте значения электродного
потенциала водородного электрода в кислом, нейтральном и щелочном растворах:
рН = 0
2 H + + 2e −
рН = 7
2 H 2 O + 2e −
H 2 + 2OH −
EH0 2O
H2
=
рН = 14
2 H 2 O + 2e −
H 2 + 2OH −
EH0 2O
H2
=
H2
EH0 +
H2
=
Результаты запишите в табл. 1 и укажите 1—3 металла, которые могут вытеснять
водород из кислот и из воды в нейтральном и щелочном растворах.
2
Таблица 1
Среда
Окислитель
EOx Re d , В
Металлы - восстановители
+
Кислая
Н
Нейтральная
Н2О
Щелочная
Н2О
Опыт 1. Взаимодействие алюминия с кислотой, водой и щелочью1
В первую пробирку налейте 5 мл раствора HCl (1 М), во вторую – 2 мл 40%ного раствора NaOH, в третью – 2 мл дистиллированной воды.
Опустите алюминиевую гранулу или проволоку на 1 минуту в первую
пробирку. Далее осторожно слейте кислоту и, вынув алюминий из пробирки, быстро
погрузите его в щелочь. Через минуту, вынув алюминий из щелочи, быстро
опустите его в дистиллированную воду.
Отметьте, в каком случае газ выделяется более интенсивно:
Пользуясь справочными значениями EOx0 Re d и данными табл. 1, вычислите ЭДС
и составьте ионно-электронные и молекулярные уравнения проведенных реакций.
Кислая среда:
ЭДС = EH0 +
Щелочная среда:
0
ЭДС = EH0 2O H 2 − E AlO
−
H2
− E Al0 3+
Al
2
=
Al
=
Нейтральная среда: ЭДС = EH0 O H − E Al0 (OH )
2
1
2
3
Al
=
Взаимодействию алюминия с водой препятствует защитная оксидная пленка на поверхности
металла. После удаления оксидной пленки реакции могут протекать энергично.
3
Опыт 2. Взаимодействие металлов с раствором серной кислоты
с низкой концентрацией
В первую пробирку поместите порошок или кусочек магния а во вторую кусочек меди. Налейте в каждую пробирку примерно по 2 мл 2 н. раствора серной
кислоты.
Отметьте, в какой пробирке происходит выделение газа; что это за газ?
Пользуясь ионно-электронным методом, составьте соответствующее уравнение
реакции:
… + H 2 SO4( разбавл.) = …
В выводе укажите, какие металлы реагируют с разбавленной серной кислотой.
Используя данные табл. 1, укажите значение стандартного электродного потенциала
окислителя в данной реакции.
Вывод:
Опыт 3. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной
кислотой (опыт проводить в вытяжном шкафу!)
В пробирку поместите кусочек меди и осторожно(!) налейте примерно 2 мл
концентрированной азотной кислоты.
Отметьте окраску раствора и выделяющегося газа:
Укажите ион-окислитель и продукт его восстановления:
Методом полуреакций составьте соответствующее уравнение реакции:
Cu + HNO3( конц.) =
4
Пользуясь справочными данными, в выводе укажите примерные значения
электродных потенциалов окислителя и восстановителя данной реакции.
Вывод:
Опыт 4. Взаимодействие металла с раствором соли другого металла
В пробирку с раствором сульфата меди(II) опустите железный стержень.
Наблюдайте восстановление меди (восстановление меди из водных растворов при
взаимодействии с более активными металлами называется «цементацией»).
Укажите окислитель и восстановитель и примерные значения их электродных
потенциалов в реакции «цементации» меди железом:
окислитель –
восстановитель –
Запишите ионно-электронное и молекулярное уравнение протекающей реакции
«цементации»:
В выводе сформулируйте общее правило для реакций взаимодействия металлов
с растворами солей.
Вывод:
1
Лабораторная работа
Электрохимические процессы в первичных источниках тока
Цель работы. Изучить электрохимические процессы, происходящие при
работе гальванических элементов.
Задачи работы. Изготовить гетерометаллические гальванические элементы
и сравнить экспериментальные значения с расчетными.
Общие сведения. Катодные процессы, протекающие в источниках
тока, связаны с восстановлением окислителей, анодные – с окислением
восстановителей. ЭДС гальванического элемента совпадает с ЭДС
соответствующей ему окислительно-восстановительной реакции:
ЭДС = Eкатод − Еанод .
(1)
Дома. Пользуясь уравнением Нернста, для указанных в задании
концентраций рассчитайте и занесите в табл. 1 равновесные электродные
потенциалы металлов в растворах.
Таблица 1
Met1 — …
Met2 — …
aMet n+ , моль/л
EMet n+
Met
,В
Опыт 1. Концентрационный гальванический элемент
В два стакана налейте растворы соли первого металла (Met1) с разными
концентрациями, опустите в них электроды из того же металла и соедините
растворы электролитическим ключом, выполненным в виде U-образной
трубки, заполненной раствором KCl. Пользуясь вольтметром, установите
полярность электродов и измерьте разность потенциалов между ними.
Результаты занесите в табл. 2.
Таблица 2
Первый раствор
aMet n+ , моль/л
EMet n+
Met
,В
Второй раствор
Полярность
aMet n+ , моль/л
EMet n+
Met
,В
ЭДС, В
Полярность
Теоретическая
Измеренная
Используя данные табл. 1, рассчитайте ЭДС этих гальванических
элементов и сравните ее с измеренными значениями:
2
Запишите электроно-ионные уравнения процессов на каждом из электродов:
Катод (+)
Анод (-)
Опыт 2. Гетерометаллический гальванический элемент
В четыре стакана налейте растворы соли первого металла (Met1) с
заданными концентрациями, а в пятый стакан — раствор соли второго
металла (Met2). Возьмите в качестве электродов соответствующие металлы и
составьте, как это сделано в опыте 1, четыре гальванических элемента, в
которых каждый раз используется пятый стакан. Измерьте вольтметром
разность потенциалов между электродами для каждого гальванического
элемента; отметьте полярность электродов. Результаты занесите в табл. 3.
Таблица 3
Раствор Met1
aMet n+ , моль/л
Раствор Met2
Полярность
электрода
aMet n+ , моль/л
Полярность
электрода
ЭДС, В
Измеренная
Теоретическая
Используя данные табл. 1, рассчитайте ЭДС каждого гальванического
элемента и сравните ее с измеренным значением.
Укажите металлы, выступающие в качестве катода и анода. Запишите
электрохимическую схему гальванического элемента и электронные
уравнения процессов, протекающих на электродах при его работе:
…… | ………… || ………… | ……
Катод (+) …
Анод (-) …
1
Лабораторная работа
Электрохимическая коррозия металлов и защита от коррозии
Цель работы. Изучить основные факторы, влияющие на коррозию
металлов и электрохимические методы защиты металлов от коррозии.
Задачи работы. Исследовать процессы электрохимической коррозии
железа в кислом и щелочном растворах.
Дома. Используя данные лабораторной работы № 10 и справочные
значения стандартных электродных потенциалов железа в кислом,
нейтральном и щелочном растворах, рассчитайте ЭДС реакций коррозии
железа с водородной деполяризацией в кислом и щелочном растворах:
Кислая среда (рН=0)
EH0 +
H2
Fe + H 2 SO4 → FeSO4 + H 2 ↑
=
0
EFe
2+
=
Fe
ЭДС =
Щелочная среда (рН=14) Fe + H 2O ⎯⎯⎯
→ Fe ( OH )2 ↓ + H 2 ↑
NaOH
EH0 2O
H2
=
0
EFe
( OH )
2
=
Fe
ЭДС =
Опыт 1. Коррозия в кислой среде с водородной деполяризацией
В две пробирки налейте до половины объема воды, добавьте по 1—2 мл
H2SO4 (1 М) и по 2—4 капли раствора гексацианоферрата(III) калия
К3[Fе(СN)6], являющегося индикатором на Fe2+ (синий осадок). В одну
пробирку поместите кусочек оцинкованного, а в другую — луженого железа.
Пробирки нагрейте и после охлаждения отметьте, в какой из пробирок
наблюдается синее окрашивание, свидетельствующее об окислении железа:
Принимая во внимание, что с окислителем взаимодействует более активный
металл, являющийся анодом, укажите, какое из покрытий является в кислой
среде анодным, и какое – катодным:
1
2
Запишите ионно-электронные и реакции, протекающие на катоде и на аноде:
а) оцинкованное железо:
Катод (+) …
Анод (-) …
б) луженое железо:
Катод (+) …
Анод (-) …
Опыт 2. Коррозия в щелочной среде с водородной деполяризацией
Кусочки оцинкованного и луженого железа после опыта 1 промойте
проточной водой, поместите их в пробирки с раствором NaOH и добавьте по
2—4 капли раствора гексацианоферрата(III) калия К3[Fе(СN)6], являющегося
в данной реакции индикатором на соли цинка (коричнево-желтый осадок).
Пробирки нагрейте и после охлаждения отметьте, в какой из пробирок
наблюдается коричнево-желтое окрашивание, свидетельствующее об
окислении цинка:
Укажите, какое из покрытий является в щелочной среде анодным, и какое –
катодным:
Запишите ионно-электронные и реакции, протекающие на катоде и на аноде:
а) оцинкованное железо:
Катод (+) …
Анод (-) …
б) луженое железо:
Катод (+) …
Анод (-) …
2
1
Лабораторная работа
Дисперсные системы
Цель работы. Изучить условия образования и устойчивость дисперсных
систем с жидкой дисперсионной средой.
Задачи работы. Получить водно-дисперсные системы с различными дисперсионными фазами. Установить, установить влияние температуры, электролитов
и ПАВ на устойчивость пен, эмульсий и коллоидных растворов?
Общие сведения. Системы, состоящие из двух или большего числа
фаз, которые не смешиваются и не вступают друг с другом в химические реакции, принято называть дисперсными. В дисперсных системах выделяют
дисперсионную среду и дисперсную фазу (табл. 1).
Таблица 1
Характеристика фазового состава дисперсных систем
Дисперсная
фаза
Дисперсионная
среда
Тип
Пример
Жидкость
Твердое
тело
Газ
Жидкость
Твердое тело
Газ
Жидкость
Твердое тело
Газ
Аэрозоль
Туман, брызги из пульверизатора
Газ
Аэрозоль
Дым, копоть, смог, пыль
Жидкость
Жидкость
Жидкость
Твердое тело
Твердое тело
Твердое тело
Пена
Эмульсия
Золь, суспензия
Твердая пена
Твердая эмульсия
Твердый золь
Мыльная пена, взбитый крем
Масло в воде, молоко, майонез
Глина, чернила
Лава, пемза, пенополиуретан
Жемчуг, опал
Рубиновое стекло, жемчуг
Дисперсные системы подразделяются на грубодисперсные (брызги,
пена, пемза и т.п.), тонкодисперсные (коллоидные системы с размером частиц от 1 до 1000 нм) и истинные растворы (гомогенные системы с молекулами и ионами в среде растворителя). Коллоидные частицы участвуют в броуновском движении с молекулами дисперсионной среды.
Структурной единицей коллоидных растворов является мицелла, состоящая из ядра, противоионов и молекул воды. Число ионов, входящих в состав мицеллы, определяется из условий электронейтральности.
Например, для мицеллы малорасМицелла
творимого иодида серебра(I) AgI , обраsuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuu
коллоидная
частица
(гранула)
⎧⎪
⎫⎪t
зующейся при взаимодействии растворов
⎪⎪suuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuu
диф- ⎪
t
x
−
ядро
⎤
фуз- ⎪
⎪⎪⎡⎢ suuuuuuuuuuuuu
⎪
AgNO3 и избытка KI потенциалообраный ⎪
t противоионы ⎥
потенагрегат
⎪
⎪
⎥
⎪⎨⎢(suuuuuuu
mAgIt)⋅ suuu
nI −t⋅ (suuuuuuuuuut
n − x) K + ⎥ ⋅ suuut
xK + ⎪⎬
зующими являются анионы I − , а при из⎢
циалослой ⎪
⎪⎪⎢
⎥
⎪⎪
образ.
бытке AgNO3 – катионы серебра Ag + , и
⎪⎪⎢
⎥
ионы
⎪⎪
⎦
⎪⎪⎣
мицелла выглядит следующим образом:
⎪⎪
⎪⎩
⎭
+
x
⎡(mAgI )⋅ nAg + ⋅ ( n − x) NO3− ⎤ ⋅ xNO3− .
⎢⎣
⎥⎦
Коллоидный раствор принято называть золем. Коагуляция (укрупнение) коллоидных частиц приводит к разрушению золя и образованию осадка
{
}
2
геля. Для коагуляции следует нейтрализовать поверхностный заряд мицелл,
для чего в раствор вводят сильные электролиты.
Вещества, способные в жидкой среде адсорбироваться на поверхности
раздела фаз с соответствующим понижением свободной энергии (поверхностного натяжения) на этой поверхности называют поверхностно-активными
веществами ПАВ. Молекулы ПАВ содержат гидрофильные полярные функциональные группы ( −OH , −ONa , −COOH , −COONa , −OSO2 H и т.п.) и
гидрофобные неполярные углеводородные радикалы (жирные спирты и амины, карбоновые кислоты, их соли и т.п.). К ПАВ относятся мыло и синтетические моющие средства СМС. При достаточно высоких концентрациях ПАВ
в растворе происходит их ассоциация с образованием коллоидных мицелл.
Опыт 1. Получение эмульсии масла в воде
В две пробирки налейте по 1–2 мл дистиллированной воды и добавьте
в каждую пробирку по 6–8 капель растительного масла. В одну из пробирок
внесите также 6–8 капель 1%-ного раствора мыла или СМС. Закройте пробирки пробками и интенсивно встряхните их.
Опишите, что представляет собой образовавшаяся эмульсия:
Визуально оцените, в какой из пробирок эмульсия является более устойчивой. Почему?
Опыт 2. Получение пены
В два химических стакана налейте по 30–40 мл концентрированного
раствора карбоната натрия. В один из стаканов внесите 6–8 капель 1%-ного
раствора мыла или СМС. В каждый стакан при перемешивании осторожно
приливайте раствор HCl (1:3) до образования столба пены.
Визуально оцените, в каком из стаканов пена является более устойчивой. Почему?
3
Опыт 3. Получение золя и геля кремневой кислоты
В пробирку налейте 2–4 мл концентрированной HCl и 2–4 мл 10%-ного
раствора силиката натрия. После перемешивания содержимого пробирки образуется золь кремневой кислоты.
x−
Для образующихся мицелл ⎡⎣⎢(mH 2 SiO3 )⋅ nHSO3− ⋅ (n − x) Na + ⎤⎥⎦ ⋅ xNa +
укажите состав ядра, агрегата, противоионы, потенциалообразующие ионы и
ионы диффузного слоя:
{
}
Нагрейте пробирку с золем в пламени спиртовки и наблюдайте превращение золя в гель.
Запишите молекулярное уравнение реакции взаимодействия соляной
кислоты с раствором силиката натрия:
Опыт 4. Получение золя гидроксида железа(III)
Коническую колбу из термостойкого стекла, заполненную примерно на
четверть дистиллированной водой, поставьте на электроплитку и нагрейте до
80–900С. Внесите в горячую воду небольшое количество раствора хлорида
железа(III) до получения раствора с окраской, напоминающей цвет крепкого
чая, и прокипятите его в течение 2–3 минут. Раствор оставьте для опыта 5.
Образование мицелл происходит в результате гидролиза катионов Fe3+.
Частицы Fe (OH )3 образуют агрегат, поверхность которого избирательно адсорбирует потенциалообразующие катионы Fe3+, которые обеспечивают положительный заряд ядра. Слой противоионов Cl- с ядром образуют положительно заряженную коллоидную частицу, заряд которой компенсируется
диффузным слоем из анионов Cl-.
Запишите в ионно-молекулярной форме три ступени гидролиза катионов Fe3+, приводящего к образованию Fe (OH )3 :
4
Запишите строение образующихся в коллоидном растворе мицелл:
Опыт 5. Коагуляция золя гидроксида железа(III)
В три стеклянных цилиндра вместимостью 10–30 мл налить примерно
по 5 мл золя гидроксида железа(III), приготовленного в опыте 4. Добавляйте
по каплям следующие растворы:
• в первый цилиндр раствор хлорида натрия;
• во второй цилиндр раствор сульфата натрия;
• в третий цилиндр раствор гидрофосфата натрия.
Наблюдайте коагуляцию положительно заряженных коллоидных частиц и образование бурых хлопьев осадка гидроксида железа(III). Сравните
качественно скорость осветления коллоидных растворов в цилиндрах.
Запишите уравнения диссоциации сильных электролитов NaCl , Na2 SO4
и Na2 HPO4 :
Укажите, какие ионы сильных электролитов вызывают коагуляцию золя в каждом цилиндре:
Сделайте вывод о влиянии заряда ионов сильных электролитов на скорость осветления коллоидного раствора гидроксида железа(III):