Методическое руководство к лабораторным работам для

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Уральский государственный экономический университет
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Методическое руководство
к лабораторным работам
для студентов технологических специальностей
УТВЕРЖДАЮ
Первый проректор университета
________________________
А.Т. Тертышный
Екатеринбург
2005
Рекомендовано к изданию научно-методическим советом
Уральского государственного экономического университета
Составители:
Л.Э. Стенина,
Н.Ю. Стожко,
Е.В. Шибанов,
А.В. Чернышева
Рецензент
Б.И. Бортник
Редактор и корректор М.В. Баусова
Поз. 196 Подписано в печать 14.-9.2005
Формат бумаги 60 × 84 1/ 1/1616. Бумага для множительных аппаратов.
Печать плоская. Уч.-изд. л. 4,0
Усл. печ. л. 4,76
Заказ 155
Тираж 300 экз.
Издательство
Уральского государственного экономического университета
Екатеринбург, ул. 8 Марта/Народной Воли, 62/45
УОП УрГЭУ
© Уральский государственный
экономический университет, 2005
Введение
Химия – одна из базовых естественно-научных дисциплин, составляющих основу образования. Для студентов
специальностей ТПОП и ТХКиМИ неорганическая химия –
фундамент для усвоения всех других химических и специальных дисциплин. Составной частью курса химии являются практические занятия.
В настоящее время лабораторному практикуму как
специфической и важнейшей форме учебной работы уделяется особое внимание, так как усвоение изучаемого материала может происходить только при активной работе самого студента.
Цель
лабораторного
практикума
–
приобретение
теоретических знаний, практических навыков проведения
экспериментов работы и обучение студентов элементарным
приемам исследовательской деятельности.
Задачи лабораторного практикума: освоение студентами
теоретических и практических основ неорганической химии;
развитие практического опыта использования химических знаний
в профессиональной деятельности и повседневной жизни.
Для активизации самостоятельности студентов каждой
работе предшествуют определения основных понятий, краткое
изложение теоретических основ; после экспериментальной части
приводятся контрольные задания для проверки полученных
знаний.
Для выполнения лабораторных работ студенту следует
провести следующую подготовку: прочитать теоретическую часть
работы, ознакомиться с методикой проведения опытов, разобрать
уравнения реакций, лежащих в основе опыта.
При выполнении лабораторной работы следует строго
соблюдать технику безопасности и последовательность действий,
указанных в методическом пособии. После выполнения
лабораторной работы студенты сдают преподавателю отчет, в
котором должны быть указаны тема и цель, приведены
необходимые химические реакции и сделаны выводы. Отчеты по
лабораторным работам выполняются в отдельной тетради.
Основные классы неорганических соединений
Теоретическая часть
Неорганические вещества в зависимости от состава и
свойств делятся на следующие основные классы (рис. 1).
Неорганические вещеПростые
Металлы
Неметаллы
Сложные
Оксиды
Соли
ОсноваКислоРис. 1. Классификация неорганических веществ
Простые вещества состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях они не могут разлагаться с образованием других веществ.
Сложные вещества (или химические соединения) состоят
из атомов разного вида (атомов различных химических элементов).
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Классификация: несолеобразующие (CO, N2O, NO) и солеобразующие.
Солеобразующие оксиды: основные (Na2O; MgO; CuO),
амфотерные (ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2) и кислотные (SO2; SO3;
P2O5; Mn2O7; CrO3).
Основания (гидроксиды) – сложные вещества, в которых
атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической
диссоциации основания – это сложные вещества, при диссоциа-
ции которых в водном растворе образуются катионы металла
(или NH4+) и гидроксид-анионы OH–). Например: KOH → K+ +
OH–.
Растворимые в воде основания называются щелочами.
Амфотерные основания взаимодействуют как с кислотами (реакция нейтрализации), так и со щелочами.
Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов
водорода и кислотного остатка (с точки зрения теории
электролитической диссоциации кислоты – это электролиты,
которые при диссоциации образуют катионы водорода H+ и
анионы кислотного остатка. Например: HNO3 → H+ + NO3−).
По составу различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты; по числу атомов водорода, способных замещаться на металл – одно-, двух- и трехосновные (см. таблицу).
Формулы и названия основных кислот
Основность
Кислота
Бескислородные:
HCl – хлороводородная (соляная)
HBr – бромоводородная
HI – йодоводородная
HF – фтороводородная (плавиковая)
H2S – сероводородная
Кислородсодержащие:
HNO3 – азотная
H2SO3 – сернистая
H2SO4 – серная
H2CO3 – угольная
H2SiO3 – кремниевая
H3PO4 – ортофосфорная
Название соли
Одноосновная
То же
–«–
–«–
Двухосновная
Хлорид
Бромид
Йодид
Фторид
Сульфид
Одноосновная
Двухосновная
То же
–«–
–«–
Трехосновная
Нитрат
Сульфит
Сульфат
Карбонат
Силикат
Ортофосфат
Соли – сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный
класс неорганических соединений.
Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые,
основные, двойные, смешанные, комплексные.
Средние соли являются продуктами полного замещения
атомов водорода кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (или NH4+) и
анионы кислотного остатка. Например:
Na2SO4 → 2Na+ +SO 24 −
CaCl2 → Ca2+ + 2Cl−.
Кислые соли являются продуктами неполного замещения
атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (или NH4+), катионы водорода H+ и анионы кислотного остатка. Например:
NaHCO3 → Na+ + HCO 3−
HCO 3−
H+ +CO 32 − .
Основные соли являются продуктами неполного замещения OH− – групп соответствующего основания на кислотные
остатки.
При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила (OH−) и анионы кислотного остатка. Например:
Zn(OH)Cl → [Zn(OH)]+ + Cl–
[Zn(OH)]+
Zn2+ + OH–.
Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион. Например:
KAl(SO4)2 → K+ + Al3+ + 2SO 24 − .
Комплексные соли содержат комплексные катионы или
анионы:
[Ag(NH3)2]Br → [Ag(NH3)2]+ + Br–
[Ag(NH3)2]+
Ag+ +2 NH3
Na[Ag(CN)2] → Na+ + [Ag(CN)2]–
[Ag(CN)2]Ag+ + 2 CN–
Генетическая
соединений:
Металл
4
Основной ок6
Основание
связь
между
1
2
3
Соль
различными
классами
Неметалл
5
Кислотный оксид
7
Кислота
Лабораторная работа 1
Цель: ознакомиться со свойствами и методами получения
оксидов, кислот, солей, оснований, а также проследить генетическую связь между классами неорганических соединений.
Оборудование и посуда: штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.
Реактивы и материалы: красный фосфор, оксид цинка,
гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH)2, водные растворы NaOH, ZnSO4, СuSO4, AlCl3, FeCl3, HСl, H2SO4 концентрации
1 моль/дм3, универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.
Выполнение эксперимента
1. Получение и свойства оксидов
1.1. Демонстрационный опыт. Поместить в металлическую ложечку немного красного фосфора и нагреть до воспламенения. Ложечку с горящим фосфором внести в колбу и прикрыть горло колбы бумажным фильтром. Когда колба заполнится белым дымом, быстро вынуть из нее ложечку с горящим
фосфором, добавить в колбу воды и тщательно взболтать. Испытать полученный раствор индикаторами: универсальной индикаторной полоской, растворами фенолфталеина и метилоранжа.
Наблюдения. Отметить окраску индикаторов.
Написать уравнения происходящих реакций.
Выводы
1. Какими способами можно получать оксиды?
2. К какому типу оксидов относится P2O5?
3. Какие соединения образуются при растворении кислотных оксидов в воде?
4. Какие значения рН у такого раствора?
1.2. Оксид цинка насыпать в две пробирки: в одну добавить раствор кислоты (HCl или H2SO4), в другую – раствор щелочи
(NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.
Наблюдения. Установить, происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи.
Написать уравнения происходящих реакций.
Выводы
1. К какому типу оксидов относится ZnO?
2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?
2. Получение и свойства гидроксидов
2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик
универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный
цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения. Записать значение рН раствора.
2.2. Взять четыре пробирки; налить в первую 1 мл раствора
сульфата цинка (ZnSO4), во вторую – сульфата меди (СuSO4),
в третью – хлорида алюминия (AlCl3), в четвертую – хлорида
железа (FeCl3). В каждую пробирку добавить по 1 мл раствора
гидроксида натрия (NaOH).
Наблюдения. Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?
2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2, перенести
в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором серной кислоты (H2SO4), на другую – раствором гидроксида
натрия (NaOH).
Наблюдения. Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
1. К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH)2,
Al(OH)3, Сu(OH)2, Fe(OH)3?
2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?
3. Получение солей
3.1. В пробирку налить 2 мл раствора сульфата меди
(CuSO4) и опустить в этот раствор очищенный гвоздь (Fe). (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5–10 мин).
Наблюдения. Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?
Написать уравнение окислительно-восстановительной
реакции.
Выводы
Принимая во внимание ряд напряжений металлов, объясните способ получения солей.
3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить
раствор соляной кислоты (HCl).
Наблюдения. Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
Объясните данный способ получения солей.
3.3. В пробирку насыпать немного порошка гидроксида
кальция (Ca(OH)2) и прилить раствор соляной кислоты (HСl).
Наблюдения. Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?
2. Какие вещества являются продуктами этой реакции?
3. Это реакция экзотермическая или эндотермическая?
3.4. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей:
в первую – сульфата меди (CuSO4), во вторую – хлорида кобальта (CoCl2). Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков основных солей
(CuOH)2SO4
и CoOHCl. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи
до образования гидроксидов Cu(OH)2 и Сo(OH)2.
Наблюдения. Укажите изменения цвета осадков в реакциях.
Написать уравнение происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
1. В результате каких реакций образуются основные соли?
2. Как можно перевести основные соли в основания?
3. Как можно перевести основные соли в средние соли?
Вопросы к защите работы
1. Из перечисленных веществ выпишите формулы солей,
оснований, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS,
H2SO4, CuSO4, KOH, H2S, Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.
2. Определите, у какого из гидроксидов основные свойства выражены сильнее: а) Ba(OH)2 и Fe(OH)2; б) KOH и NH4OH.
Чем это объясняется?
3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры одно-, двух- и трехосновных кислот.
4. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Приведите
примеры амфотерных гидроксидов.
5. Приведите примеры основных солей, кислых и средних
солей.
Определение молярной массы
диоксида углерода
Теоретическая часть
Молярная масса – это масса одного моля вещества. Моль
любого газообразного вещества при нормальных условиях (Р0 = 1
атм. = 760 мм рт. ст. = 1,013 × 105 Па, T0 = 273 К) занимает объем
22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при
нормальных условиях.
Определение молярной массы газа может быть выполнено
несколькими способами. Чаще всего ее определяют исходя из абсолютной и относительной плотности газов.
Абсолютной плотностью газа ρ называется масса единицы
объема газа при нормальных условиях; за единицу объема газа
обычно принимают 1 л. Зная массу одного литра газа при нормальных условиях ρ и его молярный объем 22,4 л, определяют
молярную массу газа М:
М = 22,4 ρ.
Для приведения объема газа к нормальным условиям используют уравнение газового состояния:
VP V0 P0
VPT0
или V0 =
,
=
T
T0
P0T
где V – объем газа, измеренный при реальных условиях, то есть
при атмосферном давлении P и температуре T;
V0 – объем газа при нормальном давлении P0 и температуре
T0.
Относительной плотностью d первого газа ко второму называют отношение плотностей этих газов:
d = ρ 1 /ρ 2 ,
где ρ1 – плотность первого газа;
ρ2 – плотность второго газа.
Это отношение можно заменить отношением масс газов,
содержащихся в одинаковом объеме при одинаковой температуре:
d = ρ1/ρ2 = m1/m2,
где m1 – масса первого газа;
m2 – масса второго газа.
Известно, что равные объемы двух газов, взятых при одинаковых условиях, содержат одинаковое число молекул. Следовательно, их массы относятся друг к другу как их молярные массы:
m1/m2 = M1/M2.
Так как m1/m2 – плотность первого газа ко второму, то
d = M1/M2; M1 = M2d.
Молярную массу газа можно вычислить также, пользуясь
уравнением Менделеева – Клапейрона:
PV =
где Р
V
m
М
R
T
–
–
–
–
–
–
m
mRT
RT или M =
,
M
PV
давление, Па;
объем, м3;
масса, г;
молярная масса, г/моль;
универсальная газовая постоянная = 8,314 Дж/моль⋅К;
температура, К.
Лабораторная работа 2
Цель: нахождение молярной массы диоксида углерода по
плотности газа, а также по уравнению Менделеева – Клапейрона.
Оборудование и посуда: аппарат Киппа, весы аналитические, колба стеклянная с пробкой, мерный цилиндр, термометр,
барометр.
Реактивы и материалы: раствор соляной кислоты, гидрокарбоната натрия, серной кислоты, мрамор (карбонат кальция),
вода дистиллированная.
Выполнение эксперимента
Углекислый газ в лабораторных условиях получают в аппарате Киппа (см. рисунок) при действии на мрамор раствора
соляной кислоты:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
Аппарат Киппа с промывными склянками
1. Взять сухую колбу, закрыть пробкой до метки и взвесить с точностью до 0,01 г. Записать вес колбы с воздухом и
пробкой (m1) в табл. 1.
Таблица 1
Экспериментальные данные
Масса колбы
Объем колбы
с СО2
при опыт. при норм.
с воздухом
и пробкой и пробкой условиях условиях
m2, г
V0, мл
m1, г
V, мл
воздуха
в колбе
(н.у.) m3, г
Масса
пустой колбы масса CO2
с пробкой
в колбе
m4, г
m5, г
Условия опыта: температура (Т, 0С) − …;
давление (Р, мм. рт. ст.) − ….
2. Опустив трубку, идущую от аппарата Киппа до дна
колбы, наполнить колбу в течение 1–2 мин углекислым газом.
Закрыть колбу пробкой и взвесить. Затем еще раз наполнить эту
же самую колбу CO2 и снова взвесить. Если первое взвешивание
отличается от второго не более чем на 0,01 г, то колба считается
хорошо наполненной, и результат взвешивания (m2) заносится
в табл. 1.
3. Вынуть пробку, заполнить колбу до метки водой и при
помощи мерного цилиндра определить объем колбы (V), записать результат в табл. 1. Далее занести в табл. 1 условия опыта:
температуру (Т, 0С) и давление (Р, мм рт. ст.), при которых
проводился опыт.
Обработка результатов опыта
1. Вычислить объем газа СО2 (V0) при нормальных условиях, используя уравнение P0V0/Т0 = рV/Т. Результат записать в
табл. 1.
2. Вычислить массу воздуха в объеме колбы (V0) при нормальных условиях (m3), зная, что масса 1 л воздуха при этом
равна 1,29 г. Результат записать в табл. 1.
3. По разности масс (m1 – m3) вычислить массу пустой
колбы с пробкой (m4). Результат записать в табл. 1.
4. Вычислить массу диоксида углерода (m5) в объеме колбы по разности масс (m2 – m4). Результат записать в табл. 1.
5. Из найденных масс CO2 (m5) и воздуха (m3) определить
относительную плотность диоксида углерода по воздуху (d): d =
= m5/m3. Результат записать в табл. 2.
Таблица 2
Расчетные данные
Плотность СО2
по воздуху, d
Погрешность
Абсолютная
Относительная
δ,%
ΔM, г/моль
Молярная масса Молярная масса
СО2 – теор.
СО2 – опыт.
(Mопыт, г/моль)
(Mтеор, г/моль)
а)
б)
6. Вычислить молярную массу диоксида углерода Mопыт
(с точностью до 0,01 г/моль) двумя способами:
а) по относительной плотности d:
M CO = Mвозд⋅d,
2
где Mвозд – молярная масса воздуха, равная при н.у. 28,9 г/моль.
б) по уравнению Менделеева – Клапейрона:
М СО =
2
mCO RT
2
PV
.
Полученные значения (а) и (б) записать в табл. 2.
7. Рассчитать теоретическое значение молярной массы диоксида углерода Mтеор, используя значения атомных масс элементов таблицы Менделеева. Результат записать в табл. 2.
8. Определить абсолютную и относительную погрешности
опыта:
а) абсолютная погрешность: ΔM = (Mтеор − Mопыт), г/моль;
б) относительная погрешность: δ =
М теор − М опыт
× 100 , %.
М теор
Полученные результаты записать в табл. 2.
Написать уравнения реакции получения диоксида углеро-
да.
Выводы
1. Какими способами можно рассчитать молярную массу
диоксида углерода?
2. Какой способ позволил определить молярную массу диоксида углерода с меньшей погрешностью?
Вопросы к защите работы
1. Что такое «молярная масса» и «молярный объем газа»?
2. Что называют абсолютной и относительной плотностью
газа?
3. Рассчитайте молярную массу газа, если масса 1 мл его
равна 1,96 мг (нормальные условия).
4. Рассчитайте массу 10 л азота при нормальных условиях.
Скорость химических реакций.
Химическое равновесие
Теоретическая часть
Кинетика химических реакций
Химическая кинетика позволяет предсказать скорость реакции, механизм процесса взаимодействия веществ, стадии химического превращения и, следовательно, управлять химическим процессом в лабораторных и производственных условиях.
Основным понятием в химической кинетике является понятие «скорость реакции». Скорость химической реакции (v) –
это изменение количества вещества за единицу времени в единице объема. Так, для реакции
А+B→D+E
скорость расходования исходных веществ (иными словами, скорость по исходным веществам) определяется как
vA =
Δn
Δn A 1
1
× , vB = B × ,
Δτ V
Δτ V
где ∆пA и ∆пB – изменение количества реагирующих веществ
А и В соответственно, моль;
∆τ – время протекания реакции, с;
V – объем реакционного пространства, дм3.
B
Скорость обратной реакции будет определяться следующим образом:
vD =
Δn
ΔnD 1
1
× , vE = E × .
Δτ V
Δτ V
Поскольку скорость химической реакции – величина всегда положительная, а с учетом того что изменение отношения
количества вещества к объему системы (∆п/V) есть изменение
концентрации вещества (∆с), основное уравнение кинетики примет вид:
Δc
v=±
.
Δτ
Скорость реакции, найденная по данному уравнению, называется средней скоростью реакции, так как здесь используется большой промежуток времени. Мгновенная скорость реакции, вычисленная как дифференциал концентрации по времени,
называется истинной скоростью химической реакции:
v=±
dc
.
dτ
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакций: концентрации
(с), температуры (t), присутствия катализаторов, а также от некоторых других причин (например, от радиоактивного облучения,
от давления в случае газовых реакций, степени измельчения
твердых веществ).
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется основным законом химической
кинетики (законом действующих масс): скорость химической
реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для реакции, записанной в общем виде
аA + вB = сC + dD
уравнение скорости химической реакции имеет вид
v = kc Aa × cBb ,
где а и в – стехиометрические коэффициенты реагирующих веществ;
k – коэффициент пропорциональности, называемый
константой скорости данной реакции.
Для гетерогенных реакций, когда взаимодействие веществ
происходит на поверхности какой-либо фазы, решающее влияние на скорость оказывает площадь контакта этих веществ. Следует отметить, что концентрация конденсированной (твердой)
фазы
в уравнение закона действия масс никогда не записывается. Например, для реакции
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
кинетическое уравнение по закону действия масс будет выглядеть следующим образом:
v = k[HCl]2.
Скорость химической реакции также зависит и от температуры. Для качественной оценки влияния температуры на скорость взаимодействия веществ можно использовать две зависимости: правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
Правило Вант-Гоффа: при изменении температуры реакции на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется в 2–4
раза.
Vt = Vt ⋅ γ
2
1
t 2 − t1
10
,
где Vt – скорость химической реакции при температуре t1;
1
Vt – скорость химической реакции при температуре t2;
2
γ – температурный коэффициент реакции.
Уравнение Аррениуса используют для более точных расчетов кинетических параметров реакций в зависимости от температуры:
⎛ E ⎞
kT = A ⋅ exp⎜ − a ⎟ ,
⎝ RT ⎠
где kT – константа скорости химической реакции;
А – предэкспоненциальный множитель (кинетический фактор Аррениуса);
Еа – энергия активации реакции, Дж;
R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж
/ (моль·К);
Т – температура, К.
Энергия активации (Еа) – одна из важнейших характеристик реакции, показывающих количество энергии, которым
должны обладать молекулы, вступающие в элементарный акт
взаимодействия.
Вещества, которые понижают энергию активации реакции, увеличивая ее скорость, называются катализаторами.
Вещества, которые уменьшают скорость химической реакции, называются ингибиторами.
Химическое равновесие
Реакции, которые протекают в одном направлении и идут
до конца, называются необратимыми. Их немного. Большинство
реакций являются обратимыми: они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Например, реакция образования HJ при 350оС является типичной обратимой реакцией:
J2 + H2
2HJ.
В этом случае устанавливается подвижное химическое
равновесие, и скорости прямого процесса (образования HJ) и
обратного (распада НJ) делаются равными.
Таким образом, химическое равновесие – это такое
состояние системы реагирующих веществ, при котором
скорости противоположных реакций равны.
Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными
концентрациями. Обычно их обозначают при помощи квадрат-
ных скобок, например [J2], [H2], [HJ], в отличие от неравновесных концентраций, обозначаемых сJ , сH , сHJ .
2
2
Изобразим обратимую реакцию в общем виде
mA + nB
pC + qD
и выразим скорости прямой (v1) и обратной (v2) реакций согласно закону действующих масс:
v1 = k1 [A]m [B]n ;
v2 = k2 [C]р [D]q.
При равновесии v1 = v2 , a значит,
k1 [A]m [B]n = k2 [C]р [D]q
или
k1 [C]p [D]q
=
.
k 2 [A ]m [B]n
Но k1 и k2 для данной реакции при одной и той же температуре являются величинами постоянными, а значит, и их отношение будет величиной постоянной. Обозначая его через K, получим:
K=
[C]p [D]q
[A]m [B]n
,
где К – константа химического равновесия.
Константа равновесия К характеризует направленность химической реакции. Если К >> 1, то реакция идет практически
до конца, если же К<<1, то реакция практически не идет.
Переход из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия. Для качественного
определения направления сдвига равновесия реакции используется принцип Ле Шателье–Брауна: если на систему, находящуюся
в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то
в системе происходит такое смешение равновесия, которое
ослабляет это воздействие.
Например, при увеличении температуры равновесие системы будет смещаться в сторону эндотермической реакции
(идущей с поглощением теплоты), а при понижении – в сторону
экзотермической (идущей с выделением теплоты).
Если в реакции участвуют газы (например, N2 + 3Н2
2NН3), то увеличение общего давления в системе смещает равновесие в сторону прямой реакции образования аммиака, так
как при этом происходит уменьшение объема системы (4 моля
газа
в левой части уравнения и 2 моля газа – в правой). Уменьшение
давления, наоборот, смещает равновесие в сторону увеличения
объема системы.
Увеличение концентрации исходных веществ (реагентов)
смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение
концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону
обратной реакции.
Катализатор одинаково ускоряет прямую и обратную реакции обратимого процесса, т.е. он лишь ускоряет достижение
состояния равновесия.
Смещение равновесия в желаемом направлении имеет огромное значение в химии.
Лабораторная работа 3
Цель: ознакомиться с влиянием различных факторов на
скорость химической реакции; научиться управлять химическим
равновесием.
Приборы: стеклянные стаканчики – 3 шт., спиртовка, лучинка, промывалка, 2 мерных цилиндра вместимостью 25 мл,
штатив с пробирками, микрошпатель, секундомер или часы с
секундной стрелкой.
Реактивы и материалы: растворы тиосульфата натрия,
хромата калия, серной и хлористоводородной кислот, гидроксида натрия, пероксида водорода 3%; порошок диоксида марганца;
мел; дистиллированная вода.
Выполнение эксперимента
1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Взять три стеклянных стаканчика. В первый налить (используя мерный цилиндр) 5 мл разбавленного раствора тиосульфата натрия (Na2S2O3) и 10 мл дистиллированной воды; во
второй – 10 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды; в третий
–
15 мл раствора тиосульфата натрия.
Внимание!
1. Не сливайте излишки реактивов из мерных цилиндров
обратно в исходную емкость.
2. Не используйте для измерения объемов растворов
Na2S2O3 и Н2SO4 один и тот же мерный цилиндр!
Добавить в первый из стаканчиков 5 мл разбавленной серной кислоты (Н2SO4), а затем быстро и тщательно перемешать
раствор. Включить секундомер и заметить по нему время от момента смешивания реагентов до появления легкой мути. Значение времени (t, c) записать в табл. 1.
Последовательно повторить тот же опыт со вторым и
третьим стаканчиком. Каждый измеренный интервал времени, в
течение которого протекала реакция, занести в табл. 1.
Таблица 1
№ опыта
Экспериментальные и расчетные данные
1
2
3
Объем
Скорость
исходного
Объем
Объем Массовая доля Na2S2O3, %
реакции
а
раствора дистиллированной H2SO4,
t, с
1
ω=
× 100%
V = , с −1
с, мл
воды, мл (b)
Na2S2O3,
а+b+с
t
мл (а)
5
10
5
10
5
5
15
0
5
Написать уравнение реакции:
Na2S2O3 + H2SO4→ S + SO2 + Na2SO4 + H2O.
Выводы
1. Начертить график зависимости скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить
массовую долю Na2S2O3, на оси ординат – соответствующую
скорость.
2. Как зависит скорость химических реакций от концентрации исходных веществ?
2. Влияние катализатора на скорость реакции
В пробирку налить 1 мл раствора пероксида водорода
(H2O2) и добавить на кончике микрошпателя порошок диоксида
марганца (MnO2). Не касаясь жидкости, внести в пробирку
тлеющую лучинку.
Наблюдения:
1. Что происходит при добавлении диоксида марганца к
раствору пероксида водорода?
2. Что происходит при внесении тлеющей лучины в пробирку?
Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода.
Выводы
1. Указать различия скорости реакции разложения при отсутствии MnO2 и при его добавлении.
2. Каково значение диоксида марганца в этой реакции?
3. Влияние площади поверхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе
Налейте в две пробирки по 1 мл раствора соляной кислоты
(HCl). В одну пробирку положите кусочек мела (CaCO3), во вторую – такое же количество мела в порошке.
Наблюдения. Отметить, где выше интенсивность взаимодействия мела и хлористоводородной кислоты.
Написать уравнение реакции.
Выводы
1. Какая реакция называется гетерогенной?
2. Как влияет площадь поверхности реагирующих веществ
на скорость гетерогенной химической реакции?
4. Химическое равновесие и его смещение
В пробирку налить 2 мл раствора хромата калия (K2CrO4).
Добавить по каплям раствор соляной кислоты до образования
дихромата калия (K2Cr2O7), о чем свидетельствует изменение
окраски раствора:
2K2CrO4 + 2HCl
K2Cr2O7 + 2KCl + H2O.
Затем добавить по каплям раствор гидроксида калия
(КOH).
Наблюдения:
1. Как изменилась окраска раствора при добавлении кислоты (H+)?
2. Как изменилась окраска раствора при добавлении щелочи (OH−)?
Результаты наблюдений занести в табл. 2.
Таблица 2
Влияние концентрации веществ на равновесие системы
Добавленный реактив
Изменение окраски
(усиление, ослабление)
Смещение равновесия
(влево, вправо)
Написать уравнение реакции (в молекулярном и ионном
виде) и выражение для константы равновесия этой реакции.
Выводы
1. Как влияет на равновесие изменение концентрации
одного из исходных веществ равновесной системы?
2. Изложить суть принципа Ле-Шателье.
3. Объяснить исходя из уравнения константы равновесия,
как надо изменить концентрацию веществ, чтобы сместить равновесие вправо или влево.
Вопросы к защите работы
1. В какой форме закон действующих масс применим для
гетерогенных реакций?
2. Напишите выражение для скоростей прямых реакций
следующих равновесных систем:
а) 4NH3 + 5O2
4NO + 6H2O;
б) 2SO2 + O2
2SO3;
в) 2PbS + 3O2
2PbO + 2SO2.
3. Дана гомогенная реакция 2NO + Cl2
2NOCl. Как
изменится скорость данной реакции, когда концентрация оксида
азота (II) уменьшится в 2 раза?
4. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции
при повышении температуры с 25 до 45оС, если известно, что
температурный коэффициент реакции равен 2?
5. Вычислить константу химического равновесия реакции
NaCl + H2SO4
NaHSO4 + HCl,
если равновесные концентрации [NaCl] и [H2SO4] составляют
по 1 моль/л, а [NaHSO4] и [HCl] – по 0,4 моль/л.
6. Написать выражения констант равновесия для следующих реакций:
а) 4HCl(г) + O2 (г)
2H2O(г) + 2Cl2 (г);
б) 3FeO(тв) + H2O(г)
Fe3O4 (тв) + H2 (г).
7. Как повлияет на смещение равновесия следующих реакций
1) 2Н2 + О2
2Н2О + 137 ккал
2) N2 + O2
2NO – 43,2 ккал
а) повышение температуры?
б) уменьшение давления?
Электролитическая диссоциация.
Реакции в растворах электролитов
Теоретическая часть
Электролиты – это вещества, растворы (расплавы) которых проводят электрический ток.
Самопроизвольный распад электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов – называется электролитической диссоциацией.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации. Степенью диссоциации α называется отношение числа молекул, распавшихся на
ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (n):
α=
n′
.
n
(1)
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Так, электролиты, диссоциированные
на 30% и больше, обычно называют сильными, диссоциированные в пределах от 30 до 3% – электролитами средней силы и
менее 3% – слабыми.
К сильным электролитам относятся:
1) почти все минеральные соли (кроме СdСl2, НgСl2,
Fе(SСN)3 и некоторых других);
2) большинство распространенных минеральных кислот,
например: Н2SО4, НNО3, НСl, НВr, НI, НСlО4;
3) гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов
(кроме Ве, Mg, Ca).
К слабым электролитам относятся:
1) органические кислоты;
2) некоторые минеральные кислоты, например: Н2СО3,
Н2S, НСN, НNO2, Н2SiO3, Н3ВО3, НС1О, Н3АsO3, Н3АsО4;
3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NН4ОН. К слабым
электролитам относится также и вода.
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. В этом случае процесс
диссоциации принято записывать как необратимый. Например:
HCl → H+ + Cl–.
Средние и слабые электролиты диссоциируют частично.
В этом случае процесс диссоциации записывается как обратимый:
СН3СОО– + Н+.
СН3СООН
Для процесса диссоциации, как для всякого обратимого
процесса, можно записать константу равновесия:
[СН СОО ][Н ]
−
3
+
[СН 3СООH ]
=К,
(2)
где [CH3COO-] – равновесная концентрация анионов CH3COO-,
моль/дм3
+
[H ] – равновесная концентрация катионов H+,
моль/дм3
[CH3COOН] – равновесная концентрация молекул CH3COOН,
моль/дм3.
Постоянная K называется константой диссоциации. Она
характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше К, тем больше ионов в растворе. Из уравнения
(2) следует, что добавление одного из продуктов диссоциации,
т.е. одноименного иона, будет смещать равновесие влево. Так, с
увеличением концентрации ионов Н+ или СН3СОО– возрастает и
концентрация молекул СН3СООН.
Введение в раствор слабого электролита одноименных
ионов уменьшает диссоциацию электролита, а значит, и степень диссоциации – α.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Так,
ортофосфорная кислота диссоциирует в три ступени и соответственно будет иметь три константы диссоциации:
Первая ступень: H3PO4
H+ + H2PO −4
[Н ][Н РО ]
+
К1 =
2
[Н3РО 4 ]
Вторая ступень: H2PO −4
[Н ][НРО ]
[Н РО ]
2−
4
2
Третья ступень: HPO 24 −
2−
4
= 6,2⋅10–8
H+ + PO 34−
[Н ][РО ]
[НРО ]
+
К3 =
= 7,5⋅10–3
H+ + HPO 24 −
+
К2 =
−
4
3−
4
= 5,0⋅10–13
2−
4
Всегда К1 > К2 > К3, поэтому в растворах таких кислот
преимущественно имеются те ионы, которые образуются по
первой ступени диссоциации.
Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита, а потому является более общей его характеристикой, чем
степень диссоциации. Она зависит от природы электролита, природы растворителя (его полярности) и от температуры. Эта зависимость выражена законом разбавления Оствальда, согласно
которому степень диссоциации слабого электролита обратно
пропорциональна корню квадратному из его концентрации или
прямо пропорциональна корню квадратному из разбавления раствора (V):
α=
К
≅
С0
К ⋅V ,
где α – степень диссоциации слабого электролита в долях;
К – константа его диссоциации;
С0 – его начальная концентрация, моль/дм3;
V – объем электролита.
Если, например, раствор разбавить в 4 раза, то степень
диссоциации возрастет в 2 раза.
Лабораторная работа 4
Цель: ознакомиться с реакциями, происходящими в растворах электролитов.
Приборы: спиртовка, промывалка, штатив с пробирками,
микрошпатель.
Реактивы и материалы: растворы солей: хлорида кобальта
(II), хлорида железа (III), хлорида бария (II), хлорида аммония,
тиоционата (роданида) аммония, нитрата серебра, карбоната натрия, ацетата натрия, силиката натрия; растворы кислот: ортофосфорной, соляной, уксусной, серной; растворы оснований:
гидроксида аммония, гидроксида натрия, а также ацетон, универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин, метилоранж.
Выполнение эксперимента
1. Зависимость диссоциации от свойств растворителя
В сухую пробирку насыпать немного обезвоженного хлорида кобальта (II) (CoCl2) и отметить цвет соли. Одну часть соли
растворить в воде, другую – в ацетоне.
Наблюдения. Определить окраску раствора в том и другом
случае.
Написать уравнение диссоциации соли.
Выводы
В каком растворителе CoCl2 диссоциирует на ионы кобальта (II) и хлора (I)?
2. Диссоциация кислот, оснований и солей
2.1. Испытать действие индикаторов на растворы фосфорной кислоты (H3PO4), гидроксида натрия (NaOH).
Наблюдения:
1) определить окраску индикаторов в кислой и щелочной
среде;
2) записать значения рН растворов.
Написать уравнение диссоциации кислоты и щелочи.
2.2. Написать уравнения диссоциации хлорида железа (III)
(FeCl3). Обнаружить ионы железа (III) в растворе путем добавления раствора роданида аммония (NH4SCN), ионы хлора – добавлением раствора нитрата серебра (AgNO3).
Наблюдения. Определить окраску раствора (осадка) в том
и другом случае.
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
Выводы
Как можно обнаружить в растворе ионы Fe3+ и Cl−?
3. Реакции обмена, идущие с образованием малорастворимых соединений
3.1. Налить в пробирку хлорида железа (III), добавить к
нему раствор гидроксида натрия.
3.2. Налить в пробирку раствор хлорида бария (BaCl2) и
прилить несколько капель серной кислоты.
Наблюдения. Происходит ли выпадение осадков?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
4. Реакции обмена, идущие с
слабодиссоци-ирующих соединений и газов
образованием
4.1. В одну пробирку налить 1 мл раствора ацетата натрия
(CH3COONa), в другую – столько же раствора хлорида аммония
(NH4Cl). В первую пробирку добавить 1 мл раствора соляной
кислоты, во вторую – раствора щелочи.
Наблюдения. Обнаружить продукты реакции по запаху.
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
4.2. Внести в пробирку сухого карбоната натрия (Na2CO3)
и добавить к нему раствор соляной кислоты.
Наблюдения. Происходит ли выделение газа?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
5. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов
5.1. В пробирку налить разбавленную уксусную кислоту
(СН3СООН) и добавить 2–3 капли индикатора метилоранжа. Раствор разделить на 2 пробирки: одну оставить для сравнения; в
другую внести несколько кристаллов ацетата натрия
(CH3COONa).
Наблюдения. Происходит ли изменение окраски индикатора?
Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение ее константы диссоциации.
Выводы
1. Объяснить изменение окраски раствора во второй пробирке, используя принцип Ле-Шателье.
2. Сравнить степень диссоциации уксусной кислоты в
двух пробирках.
5.2. В пробирку налить раствор гидроксида аммония
(NH4OH) и добавить 2–3 капли раствора фенолфталеина. Раствор разлить на 2 пробирки; одну оставить в качестве контрольной,
в другую добавить сухого хлорида аммония (NH4Cl). Перемешать раствор и сравнить цвет полученного раствора с окраской
раствора в первой пробирке.
Наблюдения. Происходит ли изменение окраски индикатора?
Написать уравнение диссоциации гидроксида аммония и
выражение его константы диссоциации.
Выводы
1. Объяснить изменение окраски раствора во второй пробирке, используя принцип Ле-Шателье.
2. Сравнить степень диссоциации гидроксида аммония
в двух пробирках.
Вопросы к защите работы
1. От каких факторов зависит степень электролитической
диссоциации? Как ее увеличить? Как уменьшить?
2. Написать уравнения электролитической диссоциации
сернистой (H2SO3) и мышьяковистой (H3AsO3) кислот и константы их диссоциации по ступеням.
3. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций,
протекающих при смешивании растворов:
а) серной кислоты и гидроксида натрия;
б) гидроксида кальция и соляной кислоты.
4. Смешаны растворы веществ: а) Nа2СО3 и ВаС12; б)
FеSО4 и (NН4)2S. Составить молекулярные и ионные уравнения
реакций взаимодействия этих веществ.
5. Вычислить константу диссоциации азотистой кислоты,
если ее степень диссоциации в растворе с концентрацией
0,1 моль/л равна 7%.
Произведение растворимости
Теоретическая часть
В насыщенном растворе малорастворимого вещества устанавливается равновесие между осадком и ионами вещества,
находящимися в растворе, например:
Ag+ + Cl–.
AgCl
в осадке
в растворе
Поскольку данный процесс является равновесным, то для
его характеристики можно использовать константу равновесия:
[Ag ][Cl ] .
+
Кр =
−
[AgCl]
Произведение равновесных концентраций ионов Ag+ и Clпредставляет собой постоянную величину при данной температуре. Она называется произведением растворимости и обозначается ПР.
ПРAgCl=[Ag+] [Cl–],
где [Ag+] и [Cl–] – равновесные концентрации ионов, моль/дм3.
ПР характеризует растворимость вещества: чем больше
ПР, тем больше растворимость. Надо иметь в виду, что ПР постоянно только для насыщенных растворов малорастворимых
веществ (например, AgJ, BaSO4, но не NaCl).
При [Ag+][Cl-] < ПРAgCl – раствор ненасыщенный;
[Ag+][Cl-] = ПРAgCl – раствор насыщенный;
[Ag+][Cl-] > ПРAgCl – раствор пересыщенный.
Добавляя к ненасыщенному раствору электролита электролит с одноименным ионом, можно превратить его в насыщенный и пересыщенный.
Из понятия ПР вытекает условие образования осадков:
малорастворимый электролит всегда выпадает в осадок, когда
произведение концентраций (ПК) ионов сделается больше величины ПР электролита, т.е. в случае АgС1, когда [Аg+][С1–] >
ПРAgCl. Это будет достигнуто прибавлением избытка электролита, содержащего Аg+ – или С1– – ионы. Такой прием используется
в качественном анализе для возможно более полного осаждения.
Растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение концентраций (ПК) ионов сделается меньше величины ПР электролита. Происходит это в тех случаях, когда связывается один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Последнее осуществляется образованием: 1) малодиссоциированного
соединения; 2) комплексного иона; 3) менее растворимого соединения; 4) изменением заряда иона в окислительновосстановительной реакции.
Для AgCl ПК < ПРAgCl достигается путем связывания одного из ионов, посылаемых осадком в раствор. Действительно:
AgCl
Ag+ + Cl–
+
2NH3
↓↑
[Ag(NH3)2]+,
т.е. из-за постоянства значения ПР непрерывное связывание (отвод) ионов Ag+ влечет за собой переход новых количеств AgCl
в раствор.
Зная величину ПР малорастворимого электролита, можно
вычислить его растворимость (моль/л). Так, если обозначить растворимость бинарного (распадающегося на 2 иона) электролита,
например AgCl, BaSO4, AlPO4 и т.п., величиной S моль/л (молярная растворимость), то концентрация каждого из ионов будет
равна этой же величине S, а произведение растворимости составит:
ПР = S · S = S2.
Тогда S = ПР .
Например, для карбоната магния (ПР = 1·10–5) [Mg2+] =
= [ СО32 − ] = S, отсюда растворимость:
S MgCO = ПР = 1 ⋅ 10−5 ≅ 0,3 ⋅ 10−2 .
3
Для трехионного малорастворимого электролита, например, CaF2 или Al2CrO4, соотношение между S и ПР имеет более
сложный вид. Так как при диссоциации одной молекулы CaF2
образуются один ион Ca2+ и два иона F–, то равновесная концентрация этих ионов составит [Ca2+] = S моль/л, [F-] = 2S моль/л.
Подставив эти значения в общее выражение для ПР, получим:
ПРCaF2 = [Ca2+][F–]2 = S⋅(2S)2 = 4S3.
Отсюда растворимость:
SCaF2 =
ПР
.
4
3
Для четырехионного электролита, например Ag3PO4:
ПРAg3PO4 = (3S)3 ⋅ S = 27S 4.
Отсюда растворимость:
SAg3PO4 =
4
ПР
.
27
Можно рассчитать растворимость вещества и в г/л. Для
этого молярную растворимость [моль/л] надо умножить на молярную массу (М) [г/моль] вещества:
S (г/л) = S (моль/л) · М.
Ниже приведены значения произведений растворимости
важнейших малорастворимых веществ при стандартных условиях
(с.у.).
Произведения растворимости
важнейших малорастворимых веществ (с.у.)
Формула вещества
AgBr
AgCl
AgJ
Ag2CrO4
BaCrO4
BaC2O4
FeS
Fe(OH)2
Fe(OH)3
PbBr2
PbCl2
PbCrO4
PbJ2
PbS
PbSO4
CaSO4
ПР
5,3⋅10–13
1,78⋅10–10
8,3⋅10–17
1,1⋅10–12
1,2⋅10–10
1,1⋅10–7
3,7⋅10–19
1⋅10–15
3,2⋅10–38
9,1⋅10–6
1,6⋅10–5
1,8⋅10–14
1,3⋅10–9
2,5⋅10–27
1,6⋅10–8
9,1⋅10–6
Лабораторная работа 5
Цель: ознакомиться с условиями образования и растворения осадков.
Оборудование и посуда: промывалка, штатив с пробирками, cтеклянная палочка, воронка, фильтры.
Реактивы и материалы: растворы сульфата железа (II),
сульфида натрия, нитрата серебра, хлорида калия, хлорида натрия, хромата калия, хлорида бария, оксалата аммония, иодида
калия, хлорида серебра, иодида серебра, бромида серебра, окса-
лата кальция, соляной и уксусной кислот, нитрата свинца, сульфата натрия, сульфида аммония; дистиллированная вода.
Выполнение эксперимента
1. Условия выпадения осадка
В две пробирки внести по 2–3 капли раствора сульфата
железа (II) (FeSO4). В первую пробирку добавить такой же объем сероводородной воды (H2S), а во вторую – раствор сульфида
натрия (Na2S).
Наблюдения. В каком случае выпадает осадок?
Составить уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.
Выводы
1. При каких условиях выпадает осадок?
2. Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить выпадение осадка сульфида железа в одном случае и его
отсутствие в другом.
2. Дробное осаждение
2.1. В первую пробирку налить раствор хлорида калия
(KCl), а во вторую – хромата калия (K2CrO4). Прилить в обе пробирки
по 2–4 капли раствора нитрата серебра (AgNO3).
Наблюдения. Отметить цвет осадков.
Составить уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.
Записать выражение произведения растворимости для хлорида и хромата
серебра.
Выводы
Какая соль менее растворима? Объясните.
2.2. Используя значения ПР, объясните, какое вещество
будет выпадать в осадок в первую очередь из раствора, содержащего ионы Cl–, СrО 24 − и Ag+ в равных концентрациях?
Проверить предположение опытом. Для этого внести в
одну пробирку по 2–3 капли раствора хлорида калия (KCl), в
другую – хромата калия (K2CrO4). Добавить 5–6 капель воды и
перемешать растворы стеклянной палочкой. Осторожно, по каплям (1–2 капли) прибавить в каждую пробирку раствора нитрата
серебра (AgNO3) до образования желтоватого осадка.
Наблюдения. В какой пробирке осадок образуется быстрее? Отметьте цвет осадков в обеих пробирках.
Выводы
Объяснить последовательность образования осадков в
данном опыте, учитывая величины произведений растворимости
хлорида серебра (AgCl) и хромата серебра (Ag2CrO4).
3. Сравнение полноты осаждения ионов различными
осадителями
3.1. Осаждение солей бария.
Налить в пробирку 4 капли хлорида бария (BaCl2) и 6 капель оксалата аммония ((NH4)2C2O4). Отфильтровать раствор
или дать ему отстояться. Прозрачный фильтрат или надосадочную жидкость налить в две чистые пробирки по 3–4 капли в каждую. В одну из них добавить 1–2 капли раствора оксалата аммония, чтобы убедиться в полноте осаждения бария по отношению к ионам оксалата аммония ( С 2О 24 − ). В другую пробирку
добавить 3–4 капли раствора хромата калия (K2CrO4).
Наблюдения. Какого цвета образуется осадок при добавлении к фильтрату хромата калия?
Написать уравнения протекающих реакций в ионном и
молекулярном виде.
Выводы
1. С учетом значений произведения растворимости оксалата и хромата бария объяснить образование хромата бария после удаления из раствора ионов Ва2+ в виде ВаС2О4.
2. Каким из примененных реактивов наиболее полно удаляются ионы бария из раствора?
3.2. Осаждение солей свинца.
Налить в пробирку 4 капли раствора нитрата свинца
(Pb(NO3)2) и 6 капель раствора хлорида натрия (NaCl). Отфильтровать раствор или дать ему отстояться. Прозрачный фильтрат
или надосадочную жидкость налить в две пробирки по 2–3 капли в каждую. В одну из пробирок добавить 2–3 капли раствора
хлорида натрия (NaCl), а в другую – такой же объем раствора
иодида калия (KI).
Наблюдения. Какого цвета образуется осадок при добавлении к фильтрату хлорида натрия и йодида калия?
Написать уравнения протекающих реакций в ионном и
молекулярном виде.
Выводы
Сделать вывод о сравнительной величине произведений
растворимости этих солей. Проверить свое заключение по табличным данным.
4. Условия растворения осадков
4.1. Влияние величины произведения растворимости на
растворение осадков.
В трех пробирках раздельно получить осадки хлорида серебра (AgCl), бромида серебра (AgBr) и йодида серебра (AgI)
взаимодействием растворов соответствующих солей с нитратом
серебра (AgNO3) (по 2–3 капли каждого реактива). К осадкам
в каждую пробирку добавить по 2–3 капли раствора аммиака.
Размешать содержимое пробирок стеклянной палочкой.
Наблюдения:
1. Отметить цвет осадков.
2. В каком случае осадок растворяется быстро и осадок
какого вещества практически не растворяется?
Написать уравнения реакций растворения осадков соответствующих галогенидов серебра в водном растворе аммиака
(NH4OH), протекающего с образованием комплексного иона [Ag
(NH3)2]+.
Выводы
Объяснить причину различного растворения галогенидов
серебра в аммиаке, исходя из значений произведения растворимости для хлорида, бромида и иодида серебра.
4.2. Влияние концентрации ионов растворителя на растворение осадков.
В двух пробирках получить осадок оксалата кальция
(CaC2O4) взаимодействием растворов хлорида кальция (CaCl2)
и оксалата аммония ((NH4)2C2O4) (2–3 капли). Добавить в одну
пробирку несколько капель раствора соляной кислоты (HCl),
в другую пробирку столько же раствора уксусной кислоты
(CH3COOH).
Наблюдения. В какой из кислот растворяется оксалат кальция?
Написать уравнения протекающих реакций в ионном и
молекулярном виде.
Выводы
1. Объяснить, почему осадок оксалата кальция растворяется в хлороводородной кислоте и практически нерастворим в уксусной.
2. Концентрация какого иона влияет на растворение оксалата кальция в кислотах?
5. Переосаждение малорастворимых веществ
5.1. Получение сульфида свинца из сульфата свинца.
В пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца
((Pb(NO3)2) и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия (Na2SO4). Осадку дать отстояться, а затем слить жидкость
над осадком. К осадку добавить 3–4 капли сульфида аммония
((NH4)2S) и перемешать осадок стеклянной палочкой.
Наблюдения:
1. Осадок какого вещества образовался?
2. Как изменился его цвет при добавлении сульфида аммония?
Написать уравнение реакции в ионном и молекулярном виде.
Выводы
Объяснить переход одного осадка в другой, исходя из числовых значений произведения растворимости PbSO4 и PbS.
5.2. Получение хромата свинца из сульфата свинца.
Проделать опыт аналогично опыту 5.1; получить сульфат
свинца (PbSO4) и перевести его в хромат свинца (PbCrO4).
Как изменился цвет осадка?
Написать уравнения протекающих реакций.
Записать величины произведений растворимости полученных малорастворимых веществ и объяснить переход сульфата
свинца в хромат свинца.
Вопросы к защите работы
1. Сформулируйте условие образования осадков и условие
растворения осадков.
2. Вычислить, будет ли образовываться осадок при смешении равных объемов растворов Na2SO4 и CaCl2 с концентрацией 0,0005 моль/дм3 каждый?
3. Пользуясь величинами ПР, определите, какое вещество
и во сколько раз больше растворимо в воде: Fe(OH)2 или
Fe(OH)3?
Гидролиз солей
Теоретическая часть
При растворении многих солей в воде ионы, образующиеся при диссоциации, способны вступать во взаимодействие с
молекулами воды. При этом происходит образование слабого
электролита и ионов H+ или ОН–, в результате чего изменяется
рН раствора. В общем случае процесс обмена ионами между
водой и растворенными в ней солями называется гидролизом. В
результате гидролиза происходит образование слабодиссоциирующих
или труднорастворимых веществ.
Существует несколько видов гидролиза солей.
1. Гидролиз по аниону. Гидролиз солей, образованных
сильным основанием и слабой кислотой, – это гидролиз по аниону (например, СН3СООNа, К2SО3, Nа2СО3, Nа2S).
Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов водорода ионами кислотным остатком в слабую кислоту. Так, гидролиз ацетата натрия может быть представлен уравнениями:
СН3СООNа + Н2О
СН3CОО– + Nа+ + Н2О
СН3CООН + NаОН;
СН3СООН + Nа+ + ОН–;
СН3CОО– + Н2О
СН3СООН + ОН–;
(рН > 7).
Соли, образованные слабой многоосновной кислотой,
гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает преимущественно
по первой ступени. Это приводит к образованию кислых солей;
Nа2S + Н2О
2Nа+ + S2– + Н2О
NaНS + NаОН;
2Nа+ + НS- + ОH–;
S2– + Н2О
НS– + ОН–;
(рН > 7).
Растворы солей, образованных сильным основанием и
слабой кислотой, имеют щелочную реакцию среды.
2. Гидролиз по катиону. Гидролиз солей, образованных
слабым основанием и сильной кислотой, – это гидролиз по катиону (например, NH4Cl, СuSО4, Zn(N03)2, АlС13).
Гидролиз этих солей обусловлен связыванием гидроксидионов катинами металлов в слабое основание. Так, гидролиз
хлорида аммония может быть представлен уравнениями:
NH4Cl + Н2О
NH4+ + Cl– + Н2О
NH4OH + НС1;
NH4OH + Н+ + С1–;
NH4+ + Н2О
NH4OH + Н+;
(рН < 7).
Соли, образованные слабым многокислотным основанием,
гидролизуются ступенчато. Процесс гидролиза протекает в
большей мере по первой ступени, что приводит к образованию
основных солей:
Zn(NО3)2 + Н2O
Zn2+ + 2NО 3− + Н2O
Zn(OH)NO3 +HNO3;
Zn(OH)+ + 2NO 3− +H+;
Zn2+ + Н2O
Zn(OH)+ +H+;
(рН < 7).
Растворы солей, образованных слабым основанием и
сильной кислотой, имеют кислую реакцию среды.
3. Гидролиз по катиону и аниону. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, – это гидролиз
по аниону и катиону.
Соли этого типа гидролизуются наиболее сильно, так как
их ионы одновременно связывают ионы водорода и гидроксидионы воды. Например, гидролиз ацетата аммония может быть
выражен уравнением: СН3СООNН4 + Н2О = СНзСООН +
NH4ОН.
Если продукты гидролиза уходят из сферы реакции (выпадает осадок или выделяется газ), то гидролиз протекает
необратимо, например:
А12S3 + 6Н2О → 2А1(ОН)3 ↓+ ЗН2S ↑,
поэтому не могут быть получены водные растворы таких солей,
как Аl(СО3)3, Сr2S3, Fе2S3 и др. Растворы солей этого типа могут
иметь как слабокислую, так и слабощелочную среду реакции.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NаС1, K2SО4, КNО3 и др.), гидролизу не подвергаются. Поэтому в растворах этих солей рН ≅ 7, т.е. реакция
среды остается нейтральной.
Количественные характеристики гидролиза – степень гидролиза и константа гидролиза.
Степень гидролиза (h) показывает отношение молекул,
подвергшихся гидролизу (nг) к общему числу молекул (n):
h=
nг
.
n
Константа гидролиза (Kh) определяется отношением
ионного произведения воды (Kw = 10–14) к константе диссоциации слабого электролита (кислоты или основания), полученного
при гидролизе (Кдис.):
Kh =
Kw
.
K дис.
Легко показать, что чем слабее кислота (основание), образующаяся при гидролизе (чем меньше Кдис), тем сильнее идет
гидролиз (Кг больше).
Связь между степенью и константой гидролиза выражает
закон разбавления Оствальда для гидролиза:
h=
Kh
,
C
где h – степень гидролиза соли;
Kh – константа гидролиза соли;
C – исходная концентрация соли, моль/л.
Лабораторная работа 6
Цель: ознакомиться с реакциями гидролиза солей и факторами, влияющими на процесс гидролиза.
Приборы: промывалка, штатив с пробирками, микрошпатель, спиртовка.
Реактивы и материалы: растворы карбоната натрия, хлорида алюминия, нитрата калия, ацетата натрия, хлорида алюминия, сульфита натрия, карбоната натрия, соляной кислоты, гидроксида аммония; гранулы цинка; сульфит натрия (порошок),
карбонат натрия (порошок); универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин.
Выполнение эксперимента
1. Реакции растворов различных солей
В четыре пробирки налить по 1 мл следующих растворов:
в первую – дистиллированную воду; во вторую – раствор карбоната натрия (Na2CO3); в третью – раствор хлорида алюминия
(AlCl3); в четвертую – раствор нитрата калия (KNO3). Опустить
в каждую из пробирок кончик универсальной индикаторной бумаги. Сравните изменившийся цвет универсальной индикаторной бумажки со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения. Определите рН растворов солей.
Напишите уравнения реакций гидролиза по стадиям (в
молекулярном и ионном виде).
Выводы
1. Какие из этих солей подвергаются гидролизу?
2. Растворы каких солей имеют щелочную среду, а каких –
кислую?
2. Влияние температуры на гидролиз
В пробирку налить 1–2 мл раствора ацетата натрия
(CH3COONa), добавить 1–2 капли фенолфталеина. Разделить
полученный раствор на две пробирки. Одну пробирку оставить
для контроля цвета. Содержимое второй пробирки нагреть до
кипения. После этого содержимое пробирки охладить под струей холодной воды.
Наблюдения. Опишите, как изменится окраска раствора
соли при его нагревании и охлаждении.
Напишите уравнение реакции гидролиза (в молекулярном
и ионном виде).
Выводы
1. Принимая во внимание, что фенолфталеин служит индикатором на ионы ОН–, оцените реакцию среды при нагревании
и охлаждении.
2. Усиливается ли процесс гидролиза при нагревании?
Почему?
3. Растворение веществ в продуктах гидролиза
В одну пробирку налить 1 мл раствора хлорида алюминия
(AlCl3). Испытать реакцию среды с помощью универсального
индикатора. В раствор опустить кусочек цинка и нагреть раствор
на спиртовке.
Наблюдения:
1. Какая реакция среды у раствора хлорида алюминия?
2. Какой выделяется газ при взаимодействии цинка с продуктами гидролиза хлорида алюминия?
Напишите уравнения реакции гидролиза по стадиям (в
молекулярном и ионном виде), а также уравнение взаимодействия цинка с продуктами гидролиза AlCl3.
Выводы
Почему при нагревании раствора выделяется газ? Какой
это газ?
4. Необратимый гидролиз при совместном растворении
солей
К раствору хлорида алюминия (AlCl3) прибавить раствор
карбоната натрия (Na2CO3). Написать уравнение реакции. Обратите внимание, что образовавшаяся соль Al2(CO3)3 сразу подвергается гидролизу (см. таблицу растворимости). Написать уравнение гидролиза Al2(CO3)3. Объединить реакции образования
соли Al2(CO3)3 и ее гидролиза.
Написать суммарное уравнение необратимого гидролиза
в молекулярном и ионном виде.
Наблюдения:
1. Отметить цвет выпавшего осадка.
2. Наблюдается ли выделение газа?
Выводы
1. В каком случае гидролиз протекает необратимо?
2. Каковы причины этого явления?
5. Степень гидролиза
В две пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды.
В одну пробирку внести на кончике микрошпателя порошок
сульфита натрия (Na2SO3), в другую – порошок карбоната натрия (Na2CO3). В каждую пробирку добавить по одной капле
фенолфталеина.
Наблюдения:
1. В растворе какой соли окраска фенолфталеина интенсивнее?
2. Наблюдается ли выделение газа? Почему?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
Выводы
1. В растворе какой соли концентрация ионов ОН– более
высокая?
2. Степень гидролиза какой соли больше?
3. Подтвердите свои выводы расчетом степени гидролиза
обеих солей, зная, что константы диссоциации кислот H2SO3
и H2CO3 равны соответственно 6,2 · 10–8 и 4,8 · 10–11 (с.у.). Концентрации исходных солей равны 0,1 моль/дм3.
Вопросы к защите работы
1. Подвергаются ли гидролизу растворы следующих солей: нитрата натрия, хлорида цинка, нитрата кальция, сульфита
калия? Напишите уравнения возможных реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Определите характер среды (щелочная, кислая или нейтральная) водных растворов следующих солей: AlCl3, KNO3,
CuSO4, Na2CO3, (NH4)2S. Напишите уравнения процесса гидролиза в полной и сокращенной ионной формах.
3. Какие из приведенных солей KNO3, NaCN, Cu(NO3)2,
Na2SO4, CrCl3 подвергаются гидролизу? Напишите соответствующие уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной
и ионной формах. Укажите рН и реакцию среды водных растворов солей, подвергающихся гидролизу.
4. Почему при приготовлении водного раствора хлорида
цинка его подкисляют соляной кислотой, а в водный раствор карбоната натрия при его приготовлении добавляют гидроксид натрия?
5. Составьте уравнения реакций совместного гидролиза
солей:
а) (NH4)2CO3 и CrCl3 ;
б) Na2S и Al(NO3)3 ;
в) (NH4)2SO4 и Zn(NO3)2 .
Определите характер среды (кислая, нейтральная, щелочная).
Карбонаты.
Жесткость воды (постоянная и временная)
Теоретическая часть
Присутствие в воде ионов Са2+ и Мg2+ обусловливает так
называемую жесткость воды. Жесткая вода вызывает повышенный расход мыла, поскольку при взаимодействии солей кальция
и магния с мылом образуются нерастворимые осадки:
2С17Нз5СООNа+ Са(НСО3)2 = 2NаНСОз + (С17Н35СОО)2Са↓.
На стенках паровых котлов жесткая вода образует накипь, обладающую плохой теплопроводностью. Кроме того,
накипь способствует коррозии стенок котлов. В жесткой воде
плохо развариваются мясо, овощи, плохо заваривается чай.
Очень жесткая вода не пригодна для питья. Условная классификация воды по уровню жесткости приведена ниже.
Классификация воды по уровню жесткости
Класс воды
Общая жесткость, мг-экв./л
Очень мягкая ………………………………………….. до 1,5
Мягкая ………………………………………………… 1,5–3,0
Умеренно жесткая ……………………………………. 3–6
Жесткая ……………………………………………….. 6–9
Очень жесткая ………………………………………... более 9
Помимо общей жесткости различают временную и постоянную жесткость.
Временная (карбонатная) жесткость (ВЖ) обусловлена
присутствием в воде только гидрокарбонатов кальция
Са(HСО3)2 и магния Мg(НСОз)2, а постоянная (некарбонатная)
жесткость (ПЖ) – сульфатами и хлоридами кальция и магния:
СаSО4, МgSО4, СаСl2, МgСl2.
Временная и постоянная жесткость вместе составляют
общую жесткость воды. Общая жесткость (ОЖ) складывается
из постоянной и временной жесткости:
ОЖ = ВЖ + ПЖ.
Процесс, снижающий или полностью устраняющий жесткость, называется умягчением воды.
Временную жесткость можно устранить, если воду подвергнуть кипячению. При повышении температуры из воды, содержащей растворенный гидрокарбонат кальция, выпадает в
осадок труднорастворимый карбонат кальция и выделяется диоксид углерода:
Са(НСО3)2 → СаСО3 ↓+ Н2О + СО2↑;
Мg(НСО3)2 → МgСО3↓ + Н2О + СО2↑.
Наиболее распространены химические методы умягчения
воды, основанные на связывании ионов кальция и магния в
труднорастворимые соединения. Для этой цели применяют гидроксид кальция Са(ОН)2, карбонат натрия Nа2СО3, гидроксид
натрия NаОН, ортофосфат натрия Nа3РО4 и др. Широко используется метод устранения жесткости при помощи так называемых
ионитов, ионообменников. Жесткая вода, пропущенная через
слой измельченного катионита, освобождается от ионов кальция
и магния. В последнее время находят все большее применение
методы снижения или устранения жесткости воды с использованием мембран. Это метод обратного осмоса и метод электродиализа.
Количественно жесткость воды выражают градусами жесткости, т.е. числом мг-экв. растворимых солей кальция и магния
в 1 л воды. Во многих технологических процессах содержание
растворимых солей многовалентных катионов регламентируется
ГОСТом.
Лабораторная работа 7
Цель: ознакомиться со способами устранения временной
и постоянной жесткости воды.
Приборы: промывалка, штатив с пробирками.
Реактивы и материалы: растворы карбоната натрия,
сульфата меди, хлорида железа (III), карбоната магния, гидрокарбоната натрия, соляной кислоты,, сульфата кальция, фосфата
натрия, сульфата магния; красная лакмусовая бумажка, фенолфталеин, дистиллированная вода, холодная и горячая водопроводная вода, мыльный раствор.
Выполнение эксперимента
1. Гидролиз карбонатов
1.1. В пробирку налить 1 мл раствора карбоната натрия
(Na2CO3) и опустить в него кончик красной лакмусовой бумажки.
Наблюдения. Определите реакцию среды.
Напишите уравнение гидролиза карбоната натрия по
стадиям (в молекулярном и ионном виде).
Выводы
Приведите доказательства гидролиза карбоната натрия.
1.2. В одну пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди
(CuSO4), в другую – 1 мл хлорида железа (III) (FeCl3). В обе
пробирки добавить по 1 мл раствора карбоната натрия (Na2CO3).
Наблюдения:
1. Отметьте цвет образующихся осадков в обеих пробирках (в первой пробирке – (CuOH)2CO3, во второй – Fe(OH)3).
2. В какой пробирке выделяется газ? Назовите его.
Напишите уравнения реакций (в молекулярном и ионном
виде).
Выводы
1. Что является признаками необратимого гидролиза?
2. Подвергаются ли рассматриваемые вещества необратимому гидролизу?
2. Действие кислот на карбонаты и гидрокарбонаты
Насыпать в одну пробирку карбоната магния (MgCO3),
а в другую – гидрокарбоната натрия (NaHCO3). Прилить в обе
пробирки разбавленной соляной кислоты.
Наблюдения. Отметьте интенсивность выделения углекислого газа в обеих пробирках.
Напишите уравнения реакций (в молекулярном и ионном
виде).
3. Устранение временной (карбонатной) жесткости
3.1. Взять три пробирки. В одну налить 2 мл дистиллированной воды, в две оставшиеся – по 2 мл холодной и горячей
водопроводной воды. Затем в каждую из пробирок прилить по
каплям мыльный раствор до образования устойчивой пены,
встряхивая пробирки после каждой прилитой капли.
Наблюдения. Записать число капель, необходимое для образования устойчивой пены в каждой пробирке.
Выводы
Объяснив, почему для жесткой воды необходимо большее
число капель мыльного раствора, сделать вывод, какая водопроводная вода (холодная или горячая) является более жесткой.
3.2. В пробирку налить 2 мл водопроводной воды (холодной) и прилить по каплям известковую воду (насыщенный водный раствор гидроксида кальция Ca(OH)2) до появления неисчезающей мути. Затем прилить по каплям мыльный раствор до
появления устойчивой пены.
Наблюдения:
1. Отметьте цвет мути.
2. Внесите в таблицу число капель мыльного раствора, необходимого для образования устойчивой пены.
Экспериментальные данные
Содержимое пробирки
Н2О
дистиллированная
Н2О водопроводная (холодная)
После обработки
Без обработки
известковой водой
Число капель мыльного раствора
Напишите уравнение реакции (в молекулярном и ионном
виде).
Выводы
1. Из сопоставления полученных данных сделать вывод о
жесткости воды.
2. Опишите способы устранения временной жесткости воды.
4. Устранение постоянной жесткости
В первую пробирку налить 1 мл сульфата магния (MgSO4),
во вторую – 1 мл гипсовой воды (насыщенный раствор сульфата
кальция CaSO4). Добавить в первую пробирку 1 мл раствора карбоната натрия (Na2CO3), во вторую – 1 мл фосфата натрия
(Na3PO4).
Наблюдения. Опишите изменения, происходящие в первой
и второй пробирках.
Напишите уравнения реакций (в молекулярном и ионном
виде).
Выводы
Опишите способы устранения постоянной жесткости воды.
Вопросы к защите работы
1. Какие виды жесткости Вам известны?
2. Какими ионами обусловлен тот или иной вид жесткости?
3. В каких единицах измеряется жесткость воды?
4. На чем основано устранение временной жесткости воды?
5. На чем основано устранение постоянной жесткости воды?
Окислительно-восстановительные реакции
Теоретическая часть
Реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов, участвующих в них, называют
окислительно-восстановительными.
Степенью окисления называется условный заряд атома в
молекуле (ионе), вычисленный из предположения, что все связи
имеют ионный характер. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.
Атомы, принимающие электроны и понижающие свою
степень окисления, называются окислителями. Атомы, отдающие электроны и повышающие свою степень окисления, называются восстановителями. Процесс принятия электронов называется восстановлением, а процесс отдачи электронов – окислением.
Например:
Fе + СuSО4 = FеSО4+ Сu;
Восстановитель
Окислитель
Сu 2+ + 2ē = Сuo – восстановление;
Fеo − 2ē = Fе2+ – окисление.
Важнейшие окислители и восстановители приведены ниже.
Важнейшие окислители и восстановители
№
п/п
Окислители
1 Неметаллы VI, VII групп
Восстановители
Металлы и некоторые неметаллы (Н2,
С)
2 Ионы металлов с высшей Ионы металлов с низшей степенью
степенью окисления: Fe3+, окисления: Fe2+, Cu+, Pb2+, Sn2+, Co2+,
Cu2+, Pb4+, Sn4+, Co3+, Ni3+ Ni2+
3 Растворы кислот HNO3,
конц.,
HClO,
H2SO4
HClO2, HClO3, HClO4,
HJO3, HJO4, HBrO, HBrO3
Соединения неметаллов, содержащие
атомы с низшим значением степени
окисления элемента: NH3, PH3, H2S,
HCl, HBr, HJ
Окончание таблицы
№
п/п
Окислители
Восстановители
4 Соединения, содержащие
атомы с высшим значением степени окисления:
K2CrO4 в щелочной среде
K2Cr2O7 в кислой среде
5 Н2О2
6 Кислородные кислоты со
средним значением степени
окисления:
H2SO3,
HNO2
Кислотные оксиды и соответствующие им кислоты, соли со средним
значением степени окисления: SO2,
H2SO3, HNO2, KCrO2
Н2О2
Нужно помнить, что в зависимости от условий реакции некоторые вещества могут выступать как окислители и как восстановители.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Все окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три основных класса:
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав молекул разных веществ, например:
2 Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2↑.
Восст.
Окисл.
2.
Реакции
внутримолекулярного
окислениявосстановления
К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной молекулы, например:
NH4NO3= N2О + 2H2О.
Восст. Окисл.
3. Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции
диспропорционирования)
К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же
атом, например:
4КСlO3 = 3КСlО4 + КСl.
Здесь часть хлора – окислитель, а часть – восстановитель.
Метод ионно-электронного баланса
(метод полуреакций)
Для уравнивания коэффициентов в окислительновосстановительных реакциях, а также для предсказания их возможных продуктов используется метод ионно-электронного баланса. При составлении уравнений с помощью данного метода
считается, что реакция протекает в виде двух «полуреакций» –
окисления
и восстановления, причем атомы окислителя или восстановителя рассматриваются в составе тех ионов, в виде которых они
присутствуют в растворе после диссоциации вещества. Например, КMnО4 в растворе диссоциирует на ионы K+ и МnО −4 , поэтому марганец (VII) в полуреакции записывается не в виде
Мn7+,
а в виде МnО −4 . Также необходимо учитывать среду, в которой
протекает реакция: кислая, нейтральная или щелочная.
Пример. Дописать следующее уравнение реакции и уравнять в нем коэффициенты:
КМnО4 + Na2SO3 + H2SO4 → ……
1. Сначала необходимо определить, какое из веществ
окислитель, а какое – восстановитель, помня о том, что атомы
элемента, находящиеся в высшей (максимальной) степени окисления, могут быть только окислителями, в низшей – только восстановителями. Если элемент находится в промежуточной сте-
пени окисления, то для предсказания его окислительновосстановительных свойств необходимо посмотреть на присутствие других элементов, способных повлиять на поведение этого элемента в данной реакции.
Итак, ион МnО −4 будет проявлять окислительные свойства, а ион SO 32 − – восстановительные.
2. Затем надо определить, какая среда в этой реакции. Поскольку в данном случае в уравнении присутствует серная кислота, то и среда будет кислая.
3. Уравнивание полуреакций начинают по веществу, а затем – по зарядам:
MnO −4 + 8Н+ + 5ē = Мn2+ + 4Н2О;
SО 32 − + Н2О – 2ē = SО 24 − + 2H+.
4. Записав два уравнения вместе, перед каждым ставится стехиометрический коэффициент, равный количеству
электронов в другом уравнении. Далее суммируется каждая
часть полуреакций и получается полное уравнение реакции
в ионном виде:
2 MnO −4 + 8Н+ + 5ē = Мn2+ + 4Н2О
5 SО 32 − + Н2О – 2ē = SО 24 − + 2Н+
2 MnO −4 + 16Н+ + 5SО 32 − + 5Н2О = 2Мn2+ +8Н2О + 5SО 24 − + 10H+
Если в обеих частях уравнения присутствуют молекулы
одного и того же вещества, то сокращаем их таким образом,
чтобы в каждой части уравнения остались молекулы, не
повторяющиеся в другой. В итоге получим:
2MnO −4 + 6Н+ + 5SО 32 − = 2Мn2+ +3Н2О + 5SО 24 − .
5. На последнем этапе составления окислительно-восстановительной реакции общее ионное уравнение приводим к молекулярному виду, добавляя к каждому иону противоион (ион,
имеющий противоположный заряд). Если в продуктах получается ион, который по сравнению с исходным меняет знак, то противоионы для него берутся из молекул вещества, создавшего
среду. Например, в нашем случае ионы МnО −4 переходят в ионы
Мn2+,
и противоинами для них будут сульфат-ионы. В итоге уравнение принимает вид:
2КМnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 =
= 2МnSО4 + 5Nа2SО4 + К2SО4 + 3Н2О.
Замечания. При уравнивании полуреакций по веществу
в кислой среде можно использовать только Н2О и Н+, в щелочной – только Н2О и ОH–; в нейтральной среде можно использовать молекулы воды и ионы, которые получаются в полуреакции
восстановления.
Примеры:
1) щелочная среда:
KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
2 MnO −4 + 1ē = MnO 24 −
1 SO 32 − + 2OH- –2ē = SO 24 − + H2O
2MnO −4 + SO 32 − + 2OH- = 2MnO 24 − + SO 24 − + H2O
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O;
2) нейтральная среда:
KMnO4 + Na2SO3 + Н2О → MnO2 + 3Na2SO4 + 2КОН
2 MnO −4 + 2Н2О + 3ē = MnO2 + 4ОН3 SO 32 − + 2OH- – 2ē = SO 24 − + H2O
2MnO −4 + 4Н2О + 3SO 24 − + 6OH– = 2MnO2 + 8ОН- + 3SO 24 − +
3H2O
−
2−
2MnO 4 + Н2О + 3SO 3 = 2MnO2 + 2ОН- + 3SO 24 −
2KMnO4 + 3Na2SO3 + Н2О = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2КОН.
Лабораторная работа 8
Цель: ознакомиться со свойствами важнейших окислителей и восстановителей.
Оборудование и посуда: штатив с пробирками, спиртовка,
промывалка.
Реактивы и материалы: цинк (гранулы); сульфат железа
(II) (порошок), раствор крахмального клейстера. Растворы: гидроксида калия (концентрированный); серной кислоты 2н;
пероксида водорода 3%-ный; перманганата калия 0,1н; йодида
калия 0,1н; дихромата калия 2н; сульфида натрия 1н; сульфита
натрия 1н; хлорид хрома (III) 0,5н; сульфата железа (II) 0,5н;
хлорида олова (II) 1н.
Выполнение эксперимента
1. Межмолекулярные реакции с участием наиболее
распространенных электролитов
1.1. Восстановление дихромата калия цинком.
В пробирку налить 1мл дихромата калия (K2Cr2O7) и такой
же объем раствора серной кислоты (H2SO4). Перемешать и добавить кусочек металлического цинка. Если при внесении цинка
выделяется водород, значит, кусочек цинка слишком большой
и реагирует с кислотой. Следует добавить еще некоторое количество окислителя – раствора дихромата калия.
Наблюдения. Сравнить цвет получившегося раствора с
цветом раствора дихромата калия.
Написать уравнения реакций, используя метод ионноэлектронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
K2Cr2O7 + H2SO4 + Zn → Cr2(SO4)3 + ZnSO4 + …
Выводы
1. Какое соединение является окислителем в данной реакции?
2. Какой характерный цвет имеют растворы солей хрома
(III)?
1.2. Восстановительные свойства сульфида натрия.
1.2.1. К 1 мл раствора перманганата калия (KMnO4) добавьте такой же объем серной кислоты и прилейте 1 мл раствора
сульфида натрия (Na2S).
Наблюдения. Как изменяется цвет раствора в пробирке?
Записать уравнение реакций, используя метод ионно-электронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
KMnO4 + H2SO4 + Na2S → MnSO4 + S + …
Выводы
1. Какое соединение является окислителем, какое восстановителем в данной реакции?
2. Как изменяется степень окисления перманганат-иона
при его восстановлении в кислой среде?
1.2.2. Проделайте аналогичный опыт, взяв вместо перманганата калия раствор дихромата калия.
Записать уравнение реакций, используя метод ионно-электронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2S → Cr2(SO4)3 + S0 + …
2. Межмолекулярные реакции с участием наиболее
распространенных окислителей
2.1. Окислительные свойства перманганата калия.
2.1.1. В пробирку налить 1 мл перманганата калия
(KMnO4), добавить 1 мл серной кислоты и на кончике стеклянной
лопаточки немного сухой соли сульфата железа (II) (FeSO4).
Встряхнуть содержимое пробирки.
Наблюдения. Изменился ли цвет раствора в пробирке?
Записать уравнение реакций, используя метод ионно-электронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + …
Выводы
Какое соединение является окислителем, а какое – восстановителем в данной реакции?
2.1.2. Определить окислительные свойства перманганата
калия в зависимости от среды раствора.
В три пробирки налить по 1 мл раствора перманганата калия (KMnO4). Затем в одну добавить 3–5 капель раствора серной
кислоты (H2SO4), в другую – 0,5 мл концентрированного раствора гидроксида калия (КOH), в третью – 1 мл дистиллированной воды (H2O). После этого во все три пробирки добавить на
кончике стеклянной лопаточки сухого сульфита натрия
(Na2SO3).
Наблюдения. Отметить изменения цвета в каждой пробирке.
Записать уравнения реакций, используя метод ионно-электронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → MnSO4 + Na2SO4 + …;
KMnO4 + КOH + Na2SO3 → K2MnO4 + Na2SO4 + …;
KMnO4 + H2O + Na2SO3 → MnO2 + Na2SO4 + … .
Выводы
Как изменяются окислительные свойства перманганата
калия в зависимости от среды раствора?
2.2. Окислительные свойства дихромата калия.
2.2.1. В пробирку налить 1 мл дихромата калия (K2Cr2O7),
прилить 1 мл серной кислоты (H2SO4), затем добавить немного
раствора йодида калия (KJ).
Для того чтобы доказать присутствие свободного йода,
часть раствора следует разбавить дистиллированной водой и
добавить раствор крахмального клейстера.
Наблюдения. Изменился ли цвет раствора в пробирке?
Записать уравнения реакций, используя метод ионноэлектронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
K2Cr2O7 + H2SO4 + KJ → Cr2(SO4)3 + J20 + … .
Выводы
1. Какое соединение восстанавливается в данной реакции,
а какое окисляется?
2. Как изменяется степень окисления дихромат иона при
его восстановлении в кислой среде?
2.2.2. В три пробирки налить по 1 мл раствора дихромата
калия (K2Cr2O7) и в каждую добавить по 2 мл раствора серной
кислоты (H2SO4). Затем в одну пробирку насыпать немного сухого сульфата железа (II) (FeSO4), в другую – сухого сульфита
натрия (Na2SO3), в третью – сухого нитрита натрия (NaNO2).
Наблюдения. Как изменяется цвет раствора в пробирках?
Записать уравнения реакций, используя метод ионноэлектронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + …;
K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2SO3 → Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + …;
K2Cr2O7 + H2SO4 + NaNO2 → Cr2(SO4)3 + NaNO3 + … .
Выводы
1. Какие свойства проявляет дихромат калия в наблюдаемых реакциях?
2. В какой форме находятся ионы хрома (VI) в кислой среде?
3. Межмолекулярные реакции с участием веществ,
проявляющих и окислительные, и восстановительные свойства
3.1. Взаимодействие пероксида водорода с перманганатом
калия в кислой среде.
В пробирку налить 1 мл перманганата калия (KMnO4),
прилить 1 мл серной кислоты (H2SO4) и добавить 1 мл пероксида
водорода (H2O2).
Наблюдения:
1. Происходит ли обесцвечивание раствора в пробирке?
2. Наблюдается ли выделение газа?
Записать уравнения реакций, используя метод ионноэлектронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + O 02 + K2SO4 + H2O.
Выводы
Пероксид водорода является окислителем или восстановителем в данной окислительно-восстановительной реакции?
3.2. Взаимодействие пероксида водорода с хлоридом хрома в щелочной среде.
В пробирку налить 1 мл раствора хлорида хрома (III)
(CrCl3) и по каплям добавлять концентрированный раствор
гидроксида калия (КOH) до тех пор, пока выпавший осадок
гидроксида хрома полностью не растворится. Затем добавить
раствор пероксида водорода (H2O2) и слегка подогреть раствор.
Наблюдения. Как изменяется цвет раствора?
Записать уравнения реакций, используя метод ионноэлектронного баланса (в ионном и молекулярном виде):
CrCl3 + КOH + Н2О2 → К2CrO4 + H2O + KCl.
Выводы
1. Свойства окислителя или восстановителя проявляет пероксид водорода в данной окислительно-восстановительной реакции?
2. В какой форме находятся ионы хрома (VI) в щелочной
среде и какую характерную окраску они при этом имеют?
3. Сравнивая последние два опыта, укажите, в каких реакциях Н2О2 проявляет себя как окислитель, а в каких – как восстановитель.
Вопросы к защите работы
1. Рассмотрите схему присоединения–отдачи электронов
для реакции
4Al + 3O2 → 2Al2O3.
2. Дайте определение процесса окисления и восстановления и сформулируйте понятия «окислитель» и «восстановитель».
3. Какие из приведенных веществ: Al, H2SO3, K2MnO4,
CO2, Cl2, O2, HF, Mn2O3, H2SO4, Fe2(SO4)3, H2S, HClO4 могут
проявлять:
а) только окислительные свойства;
б) только восстановительные свойства;
в) как окислительные, так и восстановительные свойства.
4. Руководствуясь строением атомов, решите, могут ли фигурировать в качестве восстановителей перечисленные ниже ионы:
Al3+, Cr6+, J–, N3+, Mn4+, Cu2+, Fe2+.
5. Методом ионно-электронного баланса подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
а) HNO3 + H2S → NO + S↓ + H2O;
б) NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O;
в) NaOH + J2 → NaJ + NaJO3 + H2O.
6. Определите степень окисления подчеркнутого элемента
в следующих соединениях:
а) NH4NO3, PH3, [Cr(OH)2]2SO4;
б) CaHPO4, PH3, Cr2(SO4)3;
в) [Cr(OH)2]2SO4, K2Cr2O7, K2MnO4.
Комплексные соединения
Теоретическая часть
В природе существует целый ряд соединений, называемых
комплексными, или координационными.
Комплексные соединения имеют центральный атом (комплексообразователь), вокруг которого координируются лиганды
(нейтральные молекулы, или анионы), причем количество лигандов больше, чем валентность центрального атома.
Комплексообразователем (центральным атомом) обычно
является атом или катион переходного элемента, обладающий
вакантными (незаселенными) атомными орбиталями.
Лигандами выступают молекулы и анионы, у которых
имеются неподеленные пары электронов.
Координационная связь, таким образом, является примером донорно-акцепторной связи, в которой акцептором электронных пар является центральный атом, а донорами – лиганды.
Например, при добавлении к раствору сульфата меди (II),
имеющего голубой цвет, избытка аммиака, сначала выпадает
осадок гидроксида меди (II), а затем он растворяется с образованием комплексного соединения, имеющего васильковый цвет.
Это выражается следующими уравнениями реакций:
СuSО4 + 2NН3 + 2Н2О = Сu(ОН)2↓ + (NН4)2SO4;
Голубой раствор
Синий осадок
Сu(ОН)2 + 4NH3 = [Сu(NН3)4](ОН)2
Гидроксид тетраамминомеди (II)
(васильковый раствор)
Здесь в соединении [Сu(NН3)4](ОН)2 комплексообразователем является ион меди (II) (Сu 2+), лигандами – молекулы аммиака (NН3). Число лигандов, непосредственно соединенных с
комплексообразователем, называется координационным числом.
В нашем примере координационное число меди равно четырем
(КЧСu2+ = 4). Координационные числа некоторых комплексообразователей указаны в табл. 1.
Таблица 1
Координационные числа комплексообразователей
Ион
Al3+
Hg2+
Pb2+
Sn4+
Ag+
Координационное
число
6
4
4
6
2
Ион
Cu2+
Au3+
Pt4+
Ni2+
Nï3+
Координационное
число
4и6
4
6
4и6
6
Ион
Co2+
Co3+
Fe2+
Fe3+
Cr3+
Координационное
число
4и6
6
6
6
6
Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю сферу комплекса, остальные атомы – внешнюю сферу. В нашем
примере [Сu(NН3)4]2+ – внутренняя cфера, а два иона ОН− –
внешняя сфера комплекса [Сu(NН3)4](ОН)2.
Комплексные соединения диссоциируют в растворе по типу сильного электролита, распадаясь на комплексные ионы и ионы внешней сферы, например:
[Сu(NН3)4](OH)2 → [Сu(NН3)4]2+ + 2OH–.
Диссоциация комплексного соединения по внешней сфере
называется первичной.
В свою очередь комплексные ионы способны далее частично диссоциировать по типу слабого электролита, ступенчато
отщепляя лиганды внутренней сферы. Например, уравнение
диссоциации комплексного иона [Сu(NН3)4]2+ по внутренней сфере суммарно может быть записано:
[Сu(NН3)4]2+
Сu2+ + 4NН3.
Диссоциация комплексного иона называется вторичной.
Вторичная диссоциация комплексных соединений протекает
в очень незначительной степени, поскольку координационная
связь во внутренней сфере комплекса намного прочнее, чем
ионная связь внешней сферы.
Поскольку вторичная диссоциация – равновесный процесс, то для него можно записать выражение константы равно-
весия, которая называется константой нестойкости. Например,
выражение константы нестойкости для полного распада
[Сu(NН3)]2+ будет выглядеть следующим образом:
К нест. =
[Cu ][NH ]
[Cu(NH ) ]
2+
4
3
2+
3 4
,
2+
где [Сu2+], [NН3] и [Сu(NН3) 4 ] – равновесные концентрации
ионов меди (II), молекул аммиака и ионов тетраамминомеди
(II) соответственно, моль/л.
Константа нестойкости – табличная величина. Зная ее значение, можно оценить прочность комплексного иона. Чем
меньше константа нестойкости, тем более устойчив комплекс.
Комплексные соли следует отличать от так называемых
двойных солей, в которых атомы водорода многоосновной кислоты замещены разными металлами (например, KNaSO4). Диссоциация двойных солей происходит по типу сильных электролитов на все составляющие ионы:
KNaSO4 → K+ + Na+ + SO42–.
Лабораторная работа 9
Цель: ознакомиться со свойствами и способами получения
комплексных соединений.
Оборудование и посуда: штатив с пробирками, промывалка.
Реактивы и материалы: растворы: железо-аммонийных
квасцов, гексацианоферрата (II) калия 1н, гексацианоферрата
(III) калия 1н, сульфата железа (II) 0,5М; сульфата меди (II) 1н;
йодида калия 0,5н; хлорида кобальта (II) 1н; хлорид аммония,
сульфата меди; сульфата никеля (II), роданид (тиоционат) аммония, хлорид бария, хлорид железа (III), тиосульфата натрия, сер-
ной кислоты, соляной кислоты; азотной кислоты, концентрированный раствор аммиака; универсальная индикаторная бумага.
Выполнение эксперимента
1. Отличие двойных солей от комплексных соединений
1.1. Диссоциация железо-аммонийных квасцов.
В три пробирки налить по 1 мл раствора двойной соли:
железо-аммонийных квасцов (NH4Fe(SO4)2).
Написать уравнение диссоциации двойной соли.
1.1.1. В первую пробирку добавить 1 мл раствора гидроксида натрия (NaOH) и нагреть. Поднести в отверстие нагретой
пробирки влажную универсальную индикаторную бумажку.
Наблюдения:
1. Как изменяет цвет универсальная индикаторная бумажка при попадании паров газа, выделяющихся из первой пробирки?
2. Обнаружить по запаху выделение аммиака (NH3) в первой пробирке.
Написать уравнение происходящей реакции в ионном виде.
1.1.2. Во вторую пробирку добавить несколько капель роданида аммония (NH4SCN) или роданида калия (КSCN).
Наблюдения:
1. Какой цвет приобретает раствор во второй пробирке?
2. Доказать по цвету раствора наличие в растворе ионов
железа (Fe3+)
Написать уравнение происходящей реакции в ионном виде.
1.1.3. В третью пробирку добавить раствор хлорида бария
(BaCl2).
Наблюдения:
1. Какого цвета осадок образуется в третьей пробирке?
2. Доказать по выпадению осадка наличие в растворе
сульфат-ионов (SO 24 − ).
Написать уравнение происходящей реакции в ионном виде.
Выводы
1. Какие ионы присутствуют в растворе железо-аммонийных квасцов?
2. Какой солью являются железо-аммонийные квасцы:
двойной или комплексной?
1.2. Диссоциация гексациано-феррата (III) калия.
В пробирку налить 1 мл раствора гексациано-феррата (III)
калия К3[Fe(CN)6], добавить несколько капель роданида аммония (NH4SCN).
Наблюдения. Происходит ли изменение цвета раствора
при добавлении роданида аммония?
Написать
уравнение
диссоциации
комплексной
соли
К3[Fe(CN)6 ].
Написать выражение для константы нестойкости комплексного
иона [Fe(CN)6]3–.
Выводы
1. Какие ионы присутствуют в растворе К3[Fe(CN)6]?
2. Почему в растворе соли не обнаруживаются ионы Fe3+?
3. В чем отличие двойной соли NH4Fe(SO4)2 от комплексной К3[Fe (CN)6 ]?
2. Получение аммиакатов никеля и меди
2.1. К 1 мл раствора сульфата никеля (NiSO4) прилить
по каплям раствор аммиака (NH4OH) до образования осадка основной соли (NiOH)2SO4. Затем прилить еще раствора аммиака
до растворения осадка основной соли и образования аммиаката
никеля [Ni(NH3)6 ]SO4.
Наблюдения:
1. Отметить цвет малорастворимой основной соли
(NiOH)2SO4.
2. Отметить
цвет
раствора
аммиаката
никеля
[Ni(NH3)6]SO4.
Написать уравнения реакций (молекулярном и ионном
виде), соответствующих превращениям:
NiSO4 → (NiOH)2SO4 → [Ni(NH3)6]SO4 + [Ni(NH3)6](OH)2.
Написать выражение для константы нестойкости комплексного иона.
2.2. Налить в пробирку 1 мл раствора сульфата меди
(CuSO4) и прилить по каплям раствор гидроксида аммония
(NH4OH) до образования осадка основной соли (CuOH)2SO4. Затем прилить еще раствора аммиака до растворения осадка основной соли и образования аммиаката меди [Cu(NH3)4 ]SO4.
Наблюдения:
1. Отметить цвет малорастворимой основной соли
(CuOH)2SO4.
2. Отметить цвет аммиаката меди [Cu(NH3)4]SO4.
Написать уравнения реакций (в молекулярном и ионном
виде), соответствующих превращениям:
CuSO4 → (CuOH)2SO4 → [Cu(NH3)4]SO4 + [Cu(NH3)4](OH)2.
Написать выражение для константы нестойкости комплексного иона.
Выводы
1. Каким образом получаются аммиакаты никеля и меди?
2. Чем объясняется растворимость комплексных солей
в воде?
3. Образование и разрушение комплексного иона аммиаката серебра
В пробирку налить 2 капли раствора нитрата серебра
(AgNO3), прибавить к нему 2 капли раствора соляной кислоты
(HCl) или хлорида натрия (NaCl). К полученному осадку хлорида серебра (AgCl) добавить раствор аммиака (NH4OH) до полного растворения осадка вследствие образования аммиаката серебра [Ag(NH3)2]Cl. Затем в пробирку добавить по каплям раствор азотной кислоты (HNO3) (3–5 капель).
Наблюдения:
1. Отметить цвет осадка AgCl.
2. Почему происходит растворение AgCl при добавлении
раствора аммиака?
3. Отметить образование осадка AgCl после добавления
к раствору [Ag(NH3)2]Cl нескольких капель азотной кислоты.
Написать уравнения реакций (в молекулярном и ионном виде).
Написать уравнение диссоциации комплексного соединения аммиаката серебра [Ag(NH3)2]Cl и выражение для константы нестойкости комплексного иона.
Выводы
Сделайте заключение о растворимости [Ag(NH3)2]Cl.
4. Обменные реакции комплексных соединений
4.1. Внести в пробирку 1 мл раствора хлорида железа (III)
(FeCl3), подкислить 2н раствором HCl (3–5 капель) и добавить несколько капель раствора гексацианоферрата (II) калия
(К4[Fe(CN)6]).
Наблюдения. В результате обменной реакции выпадает
синий осадок берлинской лазури (Fe4[Fe(CN)6]3). Отметьте цвет
осадка.
Написать уравнение реакции (в молекулярном и ионном виде) и выражение для константы нестойкости комплексного иона.
Выводы
К какому типу реакций относится реакция получения
осадка берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3?
4.2. К 1 мл раствора CuSO4 прибавить несколько капель
раствора комплексной соли K4[Fe(CN)6].
Наблюдения. Какого цвета образуется осадок и какого состава?
Написать уравнения реакций (в молекулярном и ионном
виде) и выражение для константы нестойкости комплексного
иона.
Выводы
Какая реакция лежит в основе получения гексацианоферрата (II) меди?
Вопросы к защите работы
1. Назовите следующие соединения: K2[HgJ4]; [Hg(NH3)6]
(NO3)2; K6[Pb(S2O3)4]; (NH4)2[Pb(CH3COO)4]. Напишите для этих
соединений уравнения электролитической диссоциации по
внешней координационной сфере.
2. Для вышеперечисленных комплексных соединений
укажите центральный атом, лиганды, внутреннюю координационную сферу и внешнюю координационную сферу.
3. Какие из следующих ионов не могут быть комплексообразователями: Na+, Ba2+, Cr6+, Fe3+, Fe2+, Cu2+, Cu+?
4. Определите, чему равны заряд комплексного иона, координационное число и степень окисления комплексообразователя в
[Cr(H2O)4Cl2]Cl;
соединениях:
Na2[Cd(CN)4];
[Co(H2O)2(NH3)3Cl]Cl.
5. Сравните константы нестойкости двух комплексных
ионов [Cu(NH3)4]2+ и [Fe(CN)6]3-. Какой из них более прочный?
К н[Cu(NH
3
) 24 +
] = 2 ⋅ 10
−13
; К н [Fe(CN) ] = 1 ⋅ 10−44 .
3−
6
Коррозия металлов
Теоретическая часть
Коррозией называют разрушение металла в результате
химического или электрохимического воздействия окружающей
среды. Скорость коррозии выражают либо через потерю массы
образца в единицу времени на единицу площади поверхности,
либо через уменьшение толщины металла в единицу времени.
По характеру разрушения металла различают равномерную и местную коррозию. Равномерная коррозия распределяется
по всей поверхности металла, а местная коррозия сосредоточена
на отдельных участках.
По механизму коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия
характерна для сред, не проводящих электрический ток. В процессе химической коррозии происходит прямое взаимодействие
металла с окислителем.
Электрохимическая коррозия возникает в средах, обладающих ионной проводимостью. В этом случае процесс коррозии является анодным растворением металла под влиянием катодного восстановления окислителя. Наиболее распространенными окислителями в коррозионном процессе являются ионы
водорода и молекулы кислорода. Коррозия с участием ионов
водорода называется коррозией с выделением водорода, или водородной коррозией. В наиболее простом виде электродные
процессы могут быть представлены уравнениями полуреакций:
Me – ne– → Men+;
2H+ + 2e– → H2.
Коррозия с выделением водорода возможна, если потенциал водородного электрода положительнее потенциала металла. Скорость коррозии в этом случае определяется скоростью
реакции выделения водорода, зависящей от природы металла и
вида поверхности, на которой выделяется водород. Скорость
коррозии зависит также от рН и температуры раствора, с которым реагирует металл.
Коррозия с участием кислорода называется коррозией с
поглощением кислорода, или кислородной коррозией. В наиболее простом виде электродные процессы могут быть представлены уравнениями полуреакций:
Me – ne– → Men+;
О2 + 2Н2О + 4е– → 4ОН–.
Коррозия с поглощением кислорода возможна, если потенциал кислородного электрода положительнее потенциала
металла. Скорость коррозии в этом случае обычно определяется
скоростью диффузии кислорода и возрастает при перемешивании раствора и увеличении концентрации растворенного
кислорода.
В некоторых случаях скорость коррозии лимитируется
анодными реакциями. Обычно это наблюдается у металлов, способных к пассивации (таких, как алюминий, титан, хром, никель, тантал и др.). Пассивностью металла называют состояние
повышенной коррозионной устойчивости, вызываемое торможением анодного процесса. Пассивация обычно обусловлена
образованием на поверхности металла защитных пленок.
Лабораторная работа 10
Цель: изучение условий возникновения коррозии, а также
влияния различных факторов на скорость электрохимической
коррозии металлов.
Оборудование и посуда: пробирки, скальпель или наждачная бумага.
Реактивы и материалы: растворы: серной кислоты, гексацианоферрата (III) калия, сульфата меди, хлорида натрия,
медь – проволока, алюминий – проволока, цинк – гранулы,
оцинкованное и луженое железо – пластины.
Выполнение эксперимента
1. Коррозия, возникающая при контакте двух различных металлов
В пробирку налить немного разбавленной серной кислоты, медную проволочку опустить одним концом в пробирку.
Наблюдать, происходит ли растворение меди. Затем проволочку
вынуть и в пробирку положить кусочек цинка; происходит медленное выделение водорода на цинке. Снова опускаем в пробирку поволоку, не допуская контакта ее с цинком. Затем касаемся концом проволоки цинка, наблюдаем усиление растворения цинка.
Наблюдения. Сравнить скорость выделения газа при отсутствии контакта Zn-Cu и в присутствии этого контакта.
Написать уравнение реакций и полуреакций.
Выводы
1. Объясните, как повлиял контакт меди с цинком на коррозию последнего.
2. Какой тип коррозии вы наблюдали?
2. Гальваническая коррозия
В две пробирки налить по 1 мл разбавленной серной кислоты. Взять полоски оцинкованного (Fe-Zn) и луженого (Fe-Sn)
железа, сделать на их поверхности в отдельных местах царапины.
В одну пробирку опустить полоску оцинкованного железа, в
другую – луженого железа. Добавить в каждую пробирку несколько капель раствора K3[Fe(CN)6].
Наблюдения. В какой пробирке обнаруживается ион Fe2+?
Отметьте цвет образовавшегося раствора гексацианоферрата
(III) железа (II) (Fe3[Fe(CN)6]2).
Написать уравнения реакций и полуреакций.
Выводы
Какой образец (оцинкованное или луженое железо)
подвергается коррозии? Почему?
3. Образование микрогальванопар
В пробирку налить 2–3 мл раствора серной кислоты
(H2SO4) и поместить кусочек цинка. Обратить внимание на малую скорость выделения водорода. Добавить в пробирку несколько капель раствора сульфата меди (CuSO4).
Наблюдения. Сравнить скорость выделения газа до и после добавления раствора сульфата меди.
Написать уравнения реакций и полуреакций.
Выводы
Как изменилась скорость коррозии после добавления раствора сульфата меди? Почему?
4. Активирующее действие ионов
Ионы, разрушающие защитные пленки металлов и способствующие их коррозии, получили название активаторов коррозии.
В две пробирки налить по 2–3 мл раствора сульфата меди
(II); слегка подкислить раствором серной кислоты и поместить в
пробирки по кусочку алюминиевой проволоки. В одну из пробирок добавить несколько капель раствора хлорида натрия.
Наблюдения. Сравнить скорость выделения газа до и после добавления раствора хлорида натрия.
Написать уравнения реакций и полуреакций.
Выводы
Объяснить влияние ионов хлора (Cl–) на коррозию.
Вопросы к защите работы
1. Что называют коррозией металлов?
2. Какие виды коррозии вы знаете?
3. В чем состоит отличие электрохимической коррозии
от химической?
4. Какие факторы влияют на скорость коррозии металлов?
5. Что такое «активатор коррозии»?
6. Какое явление называют пассивацией металла?
Защита металлов от коррозии
Теоретическая часть
Коррозию можно затормозить пассивацией поверхности
металла, изменением потенциала металла, уменьшением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислителя, изменением состава металла. Выбор способа защиты
определяется условиями работы металлов и экономической целесообразностью.
Коррозионные свойства металла можно измерить путем
легирования, т.е. введения в состав сплава компонента, который
обеспечивает снижение скорости или даже предотвращение
коррозии. Обычно в состав сплавов входят компоненты, вызывающие пассивацию металла, т.е. образование на его поверхности защитных пленок. К числу таких компонентов относятся
хром, никель, титан, вольфрам и др.
К эффективному способу снижения скорости коррозии
металла относится нанесение на металл защитных покрытий. В
качестве защитных используются металлические, оксидные, силикатные, лакокрасочные и другие покрытия. Механизм их
действия основан на изоляции металла от окислителя.
Различают анодные и катодные металлические покрытия.
Если потенциал металла покрытия отрицательнее потенциала
защищаемого металла, то при коррозии происходит растворение
металла покрытия, а основной не разрушается. Такие покрытия
называют анодными, например цинковое покрытие железа. Если
потенциал металла покрытия положительнее потенциала основного металла, то в случае нарушения покрытия (наличие пор,
трещин) может корродировать основной металл. Такие покрытия называют катодными, например: медное покрытие железа.
Скорость коррозии можно снизить путем торможения
анодных или катодных реакций за счет изменения потенциала
таких реакций; этот способ защиты металла называют электрохимическим. К электрохимическим методам защиты относят
протекторный, катодный и анодный. При присоединении к защищаемой металлической конструкции протектора, т.е. какоголибо металла, имеющего более отрицательный потенциал, про-
исходит коррозия протектора, а основной металл сохраняется.
Катодный метод защиты заключается в подключении защищаемого изделия к отрицательному полюсу внешнего источника
тока. В этом случае на защищаемом изделии выделяется водород. При анодном методе защищаемое изделие подключают к
положительному полюсу внешнего источника тока, при этом
происходит пассивация защищаемого металла.
Коррозию можно замедлить, воздействуя на коррозионную среду: уменьшая концентрацию окислителя или вводя специальные ингибиторы.
Лабораторная работа 11
Цель: ознакомление с наиболее важными методами защиты металлов от коррозии.
Оборудование и посуда: пробирки, химические стаканы,
скальпель или наждачная бумага.
Реактивы и материалы: растворы: хлорида натрия, гексацианоферрата (III) калия, серной кислоты, соляной кислоты,
уротропина, оцинкованное и луженое железо – пластины, гвозди, цинк – гранулы, железные стружки, алюминий – жесть.
Выполнение эксперимента
1. Анодные и катодные покрытия
В два стаканчика налить 3%-ный раствор хлорида натрия
(NaCl) и добавить несколько капель раствора К3[Fe(CN)6 ]. Взять
полоски оцинкованного железа (Fe-Zn) и луженого железа
(FeSn), сделать скальпелем на их поверхности царапины. В первый стаканчик опустить образец оцинкованного железа, во второй – луженого железа.
Наблюдения. Происходит ли выделение газа?
Написать уравнения реакций и полуреакций.
Выводы
Какой вид коррозии металлов происходит в нейтральной
среде?
2. Пассивирование металлов
Взять два стальных гвоздя. Один из них хорошо очистить
наждаком. Гвозди опустить в стакан с разбавленной серной кислотой (H2SO4).
Наблюдения. На каком образце скорее выделяется водород?
Написать уравнения реакций.
Выводы
1. Чем объясняется различие в скорости реакции?
2. Какой процесс препятствует коррозии?
3. Применение ингибиторов
Налить в три пробирки концентрированный раствор соляной кислоты (HCl). В одну из пробирок поместить кусочек цинка, во вторую – железные стружки, в третью – кусочек алюминия. Когда выделение водорода будет интенсивным, насыпать в
каждую из пробирок немного уротропина.
Наблюдения. Происходит ли выделение газа? Какой наблюдается эффект после добавления уротропина?
Написать уравнения реакций.
Выводы
1. Как можно замедлить процесс коррозии металлов?
2. Какую роль играет уротропин в коррозии?
Вопросы к защите работы
1. Как можно снизить скорость коррозии металлов?
2. Какие защитные покрытия вам известны и какими методами их получают?
3. На чем основана электрохимическая защита металлов
и какие разновидности этой защиты вам известны?
4. В чем заключается сущность катодной защиты металлов?
5. Что такое «протекторная защита металлов»?
6. Какие вещества называют ингибиторами коррозии?
Библиографический список
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая
школа, 2001.
Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов. М.:
Интеграл-Пресс, 2003 (или ранее).
Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия. М.:
Высшая школа, 1990.
Слета Л.А. Химия: Справочник для абитуриентов и
студентов. М.: Фолио, 2000.
Содержание
Введение ………………………………………………………………..
3
Основные классы неорганических соединений ……………………..
Лабораторная работа 1 …………………………………………....
4
7
Определение молярной массы диоксида углерода …………………. 11
Лабораторная работа 2 …………………………………………… 13
Скорость химических реакций. Химическое равновесие …………... 17
Лабораторная работа 3 …………………………………………… 22
Электролитическая диссоциация. Реакции в растворах электролитов …………………………………………………………………… 27
Лабораторная работа 4 …………………………………………… 30
Произведение растворимости ………………………………………... 34
Лабораторная работа 5 …………………………………………… 37
Гидролиз солей ………………………………………………………... 43
Лабораторная работа 6 …………………………………………… 46
Карбонаты. Жесткость воды (постоянная и временная) …………… 50
Лабораторная работа 7 …………………………………………… 52
Окислительно-восстановительные реакции ………………………… 55
Лабораторная работа 8 …………………………………………… 60
Комплексные соединения …………………………………………….. 66
Лабораторная работа 9 …………………………………………… 68
Коррозия металлов ……………………………………………………. 74
Лабораторная работа 10 ………………………………………….. 75
Защита металлов от коррозии ………………………………………... 78
Лабораторная работа 11 ………………………………………….. 79
Библиографический список …………………………………………... 81