Химия. Лаб. практикум

Электронный
учебно-методический комплекс
ХИМИЯ
Учебная программа дисциплины
Учебное пособие
Лабораторный практикум
Методические указания по самостоятельной работе
Банк тестовых заданий в системе UniTest
Красноярск
ИПК СФУ
2008
УДК 54
ББК 24
Х46
Авторы:
Е. В. Грачева, И. Д. Зыкова, О. К. Клусс, М. В. Панкова, В. Е. Лопатин,
М. П. Прокушкина, Л. В. Фоменко, Л. С. Черникова
Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине «Химия» подготовлен в рамках инновационной образовательной программы «Институт фундаментальной подготовки», реализованной в ФГОУ ВПО СФУ в 2007 г.
Рецензенты:
Красноярский краевой фонд науки;
Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин
Х46
Химия. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : лаб. практикум / Е. В. Грачева,
И. Д. Зыкова, О. К. Клусс и др. – Электрон. дан. (2 Мб). – Красноярск : ИПК
СФУ, 2008. – (Химия : УМКД № 225-2007 / рук. творч. коллектива
А. Г. Аншиц). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel
Pentium (или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб
оперативной памяти ; 2 Мб свободного дискового пространства ; привод DVD ;
операционная система Microsoft Windows 2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ;
Adobe Reader 7.0 (или аналогичный продукт для чтения файлов формата pdf).
ISBN 978-5-7638-1078-3 (комплекса)
ISBN 978-5-7638-1439-2 (лабораторного практикума)
Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802386
от 21.11.2008 г. (комплекса)
Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Химия», включающего учебную программу, учебное пособие,
методические указания по самостоятельной работе, контрольно-измерительные материалы «Химия. Банк тестовых заданий», наглядное пособие «Химия. Презентационные материалы».
Практикум включает 22 лабораторные работы по основным разделам химии. Каждая лабораторная работа содержит краткие теоретические сведения, экспериментальную часть (описание опытов), примеры решения типовых задач и вопросы для
самоконтроля студентов. В приложениях приводятся необходимые справочные материалы.
Практикум предназначен для студентов нехимических специальностей технических вузов.
© Сибирский федеральный университет, 2008
Рекомендовано Инновационно-методическим управлением СФУ
в качестве учебного пособия
Редакторы: Л. Х. Бочкарева, И. Н. Байкина
Разработка и оформление электронного образовательного ресурса: Центр технологий электронного обучения информационно-аналитического департамента СФУ; лаборатория по разработке
мультимедийных электронных образовательных ресурсов при КрЦНИТ
Содержимое ресурса охраняется законом об авторском праве. Несанкционированное копирование и использование данного продукта запрещается. Встречающиеся названия программного обеспечения, изделий, устройств или систем могут являться зарегистрированными товарными знаками тех или иных фирм.
Подп. к использованию 01.10.2008
Объем 2 Мб
Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. Свободный, 79
Оглавление
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………. 8
ОБЩИЕ ТРЕБОВАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ
ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ И ПРАВИЛА ТЕХНИКИ
БЕЗОПАСНОСТИ……………………………………………. 10
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ
ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ…………………………. 12
Цель работы .................................................................................................................. 12
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 12
Экспериментальная часть .......................................................................................... 17
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 19
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ
МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТА И СЛОЖНОГО СОЕДИНЕНИЯ……….. 21
Цель работы .................................................................................................................. 21
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 21
Экспериментальная часть .......................................................................................... 25
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 30
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ…………. 32
Цель работы .................................................................................................................. 32
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 32
Экспериментальная часть .......................................................................................... 35
Примеры решения типовых задач ............................................................................ 37
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 38
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ
ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ………………… 39
Цель работы .................................................................................................................. 39
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 39
Экспериментальная часть .......................................................................................... 41
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 44
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ…………… 45
Цель работы .................................................................................................................. 45
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 45
Экспериментальная часть .......................................................................................... 51
Химия. Лаб. практикум
-3-
ОГЛАВЛЕНИЕ
Примеры решения типовых задач ............................................................................ 53
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 54
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ….56
Цель работы .................................................................................................................. 56
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 56
Экспериментальная часть .......................................................................................... 61
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 62
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ,
НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ…………… 64
Цель работы .................................................................................................................. 64
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 64
Экспериментальная часть .......................................................................................... 68
Примеры решения типовых задач ............................................................................ 71
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 74
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ
КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ……………………………… 76
Цель работы .................................................................................................................. 76
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 76
Экспериментальная часть .......................................................................................... 79
Примеры решения типовых задач ............................................................................ 83
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 87
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ………………… 89
Цель работы .................................................................................................................. 89
Краткие теоретические сведения .............................................................................. 89
Экспериментальная часть .......................................................................................... 92
Примеры решения типовых задач ............................................................................ 94
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................... 95
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ………………… . 97
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ
ЭЛЕМЕНТЫ………………………………………………………
100
Цель работы ................................................................................................................ 100
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 100
Экспериментальная часть ........................................................................................ 101
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 103
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 104
Химия. Лаб. практикум
-4-
ОГЛАВЛЕНИЕ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ
РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ…………………………. 106
Цель работы ................................................................................................................ 106
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 106
Экспериментальная часть ........................................................................................ 109
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 110
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 112
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ
МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ……………… 113
Цель работы ................................................................................................................ 113
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 113
Экспериментальная часть ........................................................................................ 117
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 119
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 120
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ
СОЕДИНЕНИЯ………………………………………………… 122
Цель работы ................................................................................................................ 122
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 122
Экспериментальная часть ........................................................................................ 125
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 127
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 130
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ
ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ
КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ…………………………… 132
Цель работы ................................................................................................................ 132
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 132
Экспериментальная часть ........................................................................................ 136
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 139
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 141
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15.
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ 142
Цель работы ................................................................................................................ 142
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 142
Экспериментальная часть ........................................................................................ 145
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 148
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 149
Химия. Лаб. практикум
-5-
ОГЛАВЛЕНИЕ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ
КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ,
МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ) ………………………………… 150
Цель работы ................................................................................................................ 150
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 150
Экспериментальная часть ........................................................................................ 153
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 156
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 156
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ
МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ) ……………………… 157
Цель работы ................................................................................................................ 157
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 157
Экспериментальная часть ........................................................................................ 160
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 163
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 164
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ
КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ
ЖЕЛЕЗА (ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ) ………… 166
Цель работы ................................................................................................................ 166
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 166
Экспериментальная часть ........................................................................................ 169
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 172
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 173
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК………………… 174
Цель работы ................................................................................................................ 174
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 174
Экспериментальная часть ........................................................................................ 175
Примеры решения типовых задач .......................................................................... 176
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 177
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ……………………… 178
Цель работы ................................................................................................................ 178
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 178
Экспериментальная часть ........................................................................................ 181
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 183
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ……………………… 184
Цель работы ................................................................................................................ 184
Химия. Лаб. практикум
-6-
ОГЛАВЛЕНИЕ
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 184
Экспериментальная часть ........................................................................................ 187
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 189
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И
ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ……………………………………………191
Цель работы ................................................................................................................ 191
Краткие теоретические сведения ............................................................................ 191
Экспериментальная часть ........................................................................................ 194
Контрольные вопросы и задачи ............................................................................. 196
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК…………………… 197
ПРИЛОЖЕНИЕ……………………………………………… 198
Химия. Лаб. практикум
-7-
ВВЕДЕНИЕ
Изучение химии как одной из фундаментальных естественных наук
необходимо для формирования научного мировоззрения, для развития образного мышления, творческого роста будущих специалистов.
Важную роль играет химия в жизни каждого человека, в его практической деятельности. Еще в 1751 г. М.В. Ломоносов в своем знаменитом «Слове о пользе химии» писал: «Широко распростирает химия руки свои в дела
человеческие. Куда ни посмотрим, куда ни оглянемся – везде обращаются
перед очами нашими успехи ее применения». Особенно велико значение
науки о веществе в технике, развитие которой немыслимо без понимания
процессов превращения веществ. Глубокое понимание законов химии и их
применение позволяет как совершенствовать существующие, так и создавать
новые процессы, машины, установки и приборы.
Получение электроэнергии, топлива, металлов, различных материалов
(сверхчистых, сверхтвердых, сверхпроводящих и т. п.) непосредственно связано с химическими реакциями. Возросла роль химии в развитии электротехники, микроэлектроники, радиотехники, космической техники, автоматики и
вычислительной техники.
Понимание законов химии и их использование исключительно важно
при решении проблемы повышения эффективности производства и качества
продукции, так как ухудшение качества и надежности продукции во многих
случаях вызывается нежелательными химическими процессами, например,
коррозией металлов, старением полимеров и т. п. Изучение механизмов химических реакций позволяет выбрать рациональные методы охраны окружающей среды.
Химия – это наука, изучающая вещества и процессы их превращения,
сопровождающиеся изменением состава и строения. В химическом процессе
происходит перегруппировка атомов, разрыв химических связей в исходных
веществах и образование химических связей в продуктах реакции. В результате химических реакций происходит превращение химической энергии в теплоту, свет и пр.
Язык химии – формулы вещества и уравнения химических реакций. В
формуле вещества закодирована информация о составе, структуре, реакционной способности этого вещества. Из уравнения реакции можно получить
информацию о химическом процессе и его параметрах. Научиться расшифровывать эту информацию – важная задача изучения курса химии.
Современная химия представляет собой систему отдельных научных
дисциплин: общей, неорганической, аналитической, органической, физической, коллоидной, биохимии, геохимии, космохимии, электрохимии и т. д.
Химия. Лаб. практикум
-8-
ВВЕДЕНИЕ
Основой химической науки являются атомно-молекулярное учение, закон
сохранения материи, периодический закон и теория строения вещества, учение о химическом процессе.
Получение полноценных знаний по химии должно основываться на
конкретном представлении об изучаемых веществах и их превращениях, чему в значительной мере должно способствовать серьезное и самостоятельное
выполнение лабораторных работ и решение задач и упражнений. Помочь в
выполнении лабораторных работ по химии и призвано предлагаемое издание.
Химия. Лаб. практикум
-9-
ОБЩИЕ ТРЕБОВАНИЯ
К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
И ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
Студент допускается к выполнению лабораторной работы при наличии подготовленного лабораторного журнала, включающего название лабораторной работы, цель, краткие теоретические сведения, практическую часть
(название опытов, таблицы и пр.).
Студент, не подготовившийся к выполнению лабораторной работы
заранее, готовится к ней во время занятия и отрабатывает пропущенную работу во внеурочное время. В таком случае оценка в баллах при защите лабораторной работы снижается.
Лабораторный практикум считается выполненным, если студент отработал и защитил все лабораторные работы, набрав при этом минимально необходимую сумму баллов.
С самого начала студент должен приучить себя к аккуратности, работать в лаборатории следует без лишней торопливости, соблюдать тишину и
порядок на лабораторном столе.
Необходимо внимательно следить за ходом опыта, отмечая и записывая в лабораторный журнал все наблюдения (изменение окраски растворов,
выпадение и растворение осадков, изменение температуры и т.д.). Отмеченные наблюдения, как правило, составляют основу выводов о результате исследуемого процесса, реакции.
Для проведения опыта не следет расходовать реактивов больше требуемого по методике количества. Если же случайно взяли избыток реактива,
то эти излишки следует отправить в отходы во избежание загрязнения реактива. Нельзя путать пробки от капельных пипеток и реактивных склянок.
Работы с вредными, дурно пахнущими веществами, концентрированными кислотами и щелочами надо проводить осторожно и только в вытяжном шкафу при включенной вытяжке. Пролитую кислоту или раствор щелочи нейтрализуют, затем смывают струей воды из водопроводного крана, после чего приводят в порядок рабочее место.
Попавшую на тело кислоту или щелочь нужно быстро смыть струей
воды, затем с помощью лаборанта обработать пораженное место специальными растворами, имеющимися в каждой лаборатории в доступном месте.
При порезах стеклом необходимо удалить из раны осколки стекла, смыть
кровь 2 %-м раствором перманганата калия, смазать края раны йодом и забинтовать. При раздражении дыхательных путей удушливыми газами следует вывести пострадавшего на свежий воздух.
Химия. Лаб. практикум
-10-
ОБЩИЕ ТРЕБОВАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ И ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
При всех несчастных случаях необходимо немедленно обратиться к
лаборанту или преподавателю.
Отработанные растворы кислот и щелочей следует сливать в специальные банки для отходов, находящиеся в вытяжном шкафу.
Самостоятельно, без указания на то преподавателя, проводить дополнительные опыты не разрешается.
Запрещается принимать пищу в лаборатории.
По окончании работы необходимо вымыть использованную посуду,
руки, а приведенное в порядок рабочее место сдать дежурному лаборанту.
Химия. Лаб. практикум
-11-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1.
КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы
Ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений:
оксидами, основаниями, кислотами и солями; способами их получения и
свойствами.
Краткие теоретические сведения
Известно около 300 тысяч неорганических соединений; их можно разделить на четыре важнейших класса – оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают
солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые
по свойствам относятся к солям пероксида водорода H2O2. Пероксиды образуют щелочные метиаллы Li, Na, K, Rb, Cs и щелочноземельные металлы Ca,
Sr, Ba. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой ковалентной
связью (например, K2O2: K–O–O–K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому они являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N2O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды образуют металлы с низшими степенями окисления +1, +2, их гидратами являются основания. Основания щелочноземельных
металлов (Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов, но их растворимость меньше, к щелочам приближается
только гидроксид бария Ba(OH)2. Основные оксиды реагируют с кислотными
оксидами и кислотами, образуя соли:
CaO + CO2 = CaCO3
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
Неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в
побочных подгруппах больших периодов в высших степенях окисления +5,
+6, +7 (V, Cr, Mn и др.), образуют кислотные оксиды, взаимодействие которых с основными оксидами и основаниями приводит к солям:
SO2 + Na2O = Na2SO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
Металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления
+3, +4 (Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 (Sn, Pb) образуют амфотерные оксиды.
Химия. Лаб. практикум
-12-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
Их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства, реагируя как
с кислотами, так и с основаниями:
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:
2Mg + O2 = 2MgO
4P + 5O2 = 2P2O5
или реакцией разложения сложного вещества:
CaCO3 = CaO + CO2
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2
Продукты взаимодействия оксидов с водой называют гидроксидами
или гидроокисями. Их состав выражают общей формулой Э(ОН)n, где Э –
атом элемента, n – индекс соответсвующий степени окисления Э. В зависимости от природы атома элемента Э гидроксиды диссоциируют по связи Э–
ОН и по связи ЭО–Н с образованием основных (основания), кислотных (кислоты) и амфотерных гидроксидов (амфолиты).
Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют
только гидроксид-ионы:
NaOH → Na+ + OH⎯
Кислотность основания определяется числом ионов OH⎯. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)2 ' (CaOH)+ + OH⎯
(CaOH)+ ' Ca2+ + OH⎯
Водные растворы хорошо растворимых оснований называют щелочами. Щелочи получают растворением оксидов в воде:
Na2O + H2O = 2NaOH
Индикаторы в щелочных растворах меняют окраску: так фиолетовый
лакмус приобретает синий цвет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.
Основания реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Если основание и кислота взаимодействуют в эквивалентных отношениях, то среда становится нейтральной. Такая реакция называется реакцией
нейтрализации.
Химия. Лаб. практикум
-13-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:
t CuO + H2O
Cu(OH)2 ⎯⎯→
Нерастворимые в воде основания обычно получают действием щелочей на растворимые соли металлов:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Кислоты, согласно теории электролитической диссоциации, в качестве катиона образуют только катионы водорода Н+ (точнее ионы гидроксония
Н3О+):
HCl = H+ + Cl−
Различают кислоты бескислородные (HCl, HI, H2S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H2SO3, H3PO4 и др.).
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2SO4 ' H+ + HSO4−
HSO 4− ' H+ + SO 42−
В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.
Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
или по реакции обмена соли с кислотой:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Амфолиты представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях
как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be(OH)2, Al(OH)3,
Zn(OH)2, Cr(OH)3 и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями
как кислоты, с кислотами – как основания:
Сr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
Сr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Соли при диссоциации образуют катионы металлов (или ион аммония NH 4+ ) и анионы кислотных остатков:
Na2SO4 2Na+ + SO 42−
Химия. Лаб. практикум
NH4NO3 ' NH 4+ + NO 3
−
-14-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
Различают средние, кислые и основные соли. Существуют также
двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO4)2, и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками CaClOCl.
Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения
атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания
кислотными остатками: NaCl, K2SO4, AlPO4. Средние соли диссоциируют на
катионы металла и анионы кислотных остатков:
AlPO4 ' Al3+ + PO 43−
Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения
атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO4,
Al(H2PO4)3, KHCO3.
Диссоциация кислой соли выражается уравнением
Al(H2PO4)3 ' Al3+ + 3(H2PO4)−
Анион (H2PO4)− дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.
Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки:
AlOHSO4, MgOHCl, (CuOH)2SO4.
Диссоциация основной соли выражается уравнением
AlOHSO4 ' (AlOH)2+ + SO 42−
Катион (AlOH)2+ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.
Средние соли могут быть получены многими способами:
1) соединением металла и неметалла:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2) соединением основного и кислотного оксидов:
CaO + CO2 = CaCO3
3) вытеснением активным металлом водорода или менее активного
металла:
Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
4) реакцией нейтрализации:
Химия. Лаб. практикум
-15-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
NaOH + HCl = NaCl + H2O
5) реакцией обмена:
и др.
Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3
Кислые соли могут быть получены в кислой среде:
NaOH + H2SO4 (избыток) = NaHSO4 + H2O
Na3PO4 + 2H3PO4 (избыток) = 3NaH2PO4
Основные соли могут быть получены в щелочной среде:
H2SO4 + 2Cu(OH)2 (избыток) = (CuOH)2SO4 + Na2SO4
2CuSO4 + 2NaOH(недостаток) = (CuOH)2SO4 + Na2SO4
Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли:
NaHSO4 + NaOH (избыток) = Na2SO4 + H2O
(CuOH)2SO4 + H2SO4 (избыток) = 2CuSO4 + 2H2O
Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые
диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые
комплексные ионы:
(CuOH)2SO4 + 8NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O
Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:
[Cu(NH3)4](OH)2 ' [Cu(NH3)4]2+ + 2OH⎯
[Cu(NH3)4]SO4 ' [Cu(NH3)4]2+ + SO 42−
Комплексные соединения многих d-металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.
Вопросы для подготовки к лабораторной работе
1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами можно получить оксиды? Приведите примеры реакций.
Химия. Лаб. практикум
-16-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций получения кислот.
3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот
различной основности.
4. Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры реакций получения оснований.
5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований различной кислотности.
6. Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите
примеры солей различных типов и способов их получения.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Получение оксида магния высокотемпературным окислением
Стружку сплава магния возьмите тигельными щипцами и внесите в
пламя спиртовки. Опыт проводите над асбестовой сеткой или фарфоровой
чашкой. Магний горит ярким белым пламенем, покрываясь белым налетом
оксида магния. Напишите уравнения реакции образования оксида магния.
Осторожно опустите стружку с образовавшимся оксидом в пробирку с дистиллированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является
индикатором на наличие ионов OH⎯, определяющих щелочную среду, отметьте окраску раствора. Напишите уравнение реакции образования гидроксида магния.
Опыт 2
Получение оксида реакцией разложения
Возьмите тигельными щипцами кусочек мела и прокалите его в пламени спиртовки. Напишите уравнение реакции разложения карбоната кальция. Опустите прокаленный мел в пробирку с дистиллированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, отметьте окраску раствора, напишите уравнение реакции образования гидроксида кальция.
Опыт 3
Получение гидроксида никеля
Опыт выполняется капельным методом.
Внесите по 2–4 капли 0,2 н. раствора соли никеля в 3 пробирки, добавьте в каждую по 4 капли 2 н. раствора гидроксида натрия, обратите внимание на окраску образовавшегося гидроксида никеля, напишите уравнение
реакции. Проверьте растворимость гидроксида никеля в кислоте и избытке
щелочи, для чего в одну пробирку добавьте 4–6 капель щелочи, в другую –
Химия. Лаб. практикум
-17-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Экспериментальная часть
2-3 капли 2 н. раствора соляной кислоты. Напишите уравнение протекающей
реакции. Укажите характер гидроксида никеля.
Опыт 4
Получение гидроксида алюминия
Опыт выполняется капельным методом.
Внесите по 2–4 капли 0,2 н. раствора соли алюминия в 3 пробирки,
добавьте в каждую по 2 капли 2 н. раствора гидроксида натрия, напишите
уравнение реакции. Проверьте растворимость гидроксида алюминия в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну пробирку добавьте 2-3 капли щелочи, в
другую – 2-3 капли 2 н. раствора соляной кислоты. Напишите уравнение протекающих реакций. Определите свойства гидроксида алюминия.
Опыт 5
Получение гидроксида меди
В пробирку налейте 1-2 мл 0,4 н. раствора соли меди, добавьте 3-4 мл
4 н. раствора гидроксида натрия, отметьте окраску образовавшегося осадка,
напишите уравнение реакции. Закрепите в держателе пробирку и осторожно
нагрейте ее в пламени спиртовки, обратите внимание на изменение цвета
осадка, напишите уравнения реакции разложения гидроксида меди.
Опыт 6
Получение уксусной кислоты
В пробирку поместите небольшое количество кристаллического ацетата натрия CH3COONa и по каплям прилейте 2 н. раствора соляной кислоты,
обратите внимание на появление запаха уксуса, напишите уравнение реакции
в молекулярной и молекулярно-ионной форме.
Опыт 7
Получение угольной кислоты
В пробирку поместите небольшой кусочек мела и прилейте 2 н. раствор соляной кислоты. Опишите происходящие явления, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.
Опыт 8
Получение средней соли
Опыт выполняется капельным методом.
Внесите в пробирку 2–4 капли 0,2 н. раствора соли бария, добавьте
2 капли 0,2 н. раствора сульфата натрия, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.
Химия. Лаб. практикум
-18-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Экспериментальная часть
Опыт 9
Получение основной соли
Опыт выполняется капельным методом.
Внесите в пробирку 2–4 капли 0,4 н. раствора соли кобальта, добавьте
2 капли 4 н. раствора гидроксида натрия, обратите внимание на образование
голубого осадка основной соли кобальта, добавьте избыток гидроксида натрия, обратите внимание на изменение цвета осадка. Напишите уравнение
реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.
О п ы т 10
Получение кислой соли
Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида кальция, добавьте по каплям 2 н. раствора фосфорной кислоты до выпадения
осадка средней соли фосфата кальция по реакции
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6H2O
В избытке фосфорной кислоты осадок растворяется с образованием
кислой соли:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
Напишите уравнения приведенных реакций в молекулярно-ионной форме.
О п ы т 11
Получение комплексной соли
В пробирку налейте 1-2 мл 0,4 н. раствора сульфата меди, добавьте
1-2 мл 10 %-го водного раствора аммиака (гидроксида аммония NH4OH), отметьте окраску образовавшегося осадка гидроксосульфата меди:
2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓+ (NH4)2SO4
Добавьте избыток раствора аммиака до растворения осадка и образования комплексных солей:
(CuOH)2SO4 + 8NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O
Отметьте окраску образовавшегося раствора. Эта реакция является
характерной и используется для обнаружения ионов меди в растворе.
Контрольные вопросы и задачи
1. Через какой промежуточный продукт, легко разлагающийся при нагревании, можно получить оксид металла из его соли? Покажите на примерах: а) FeCl3 → Fe2O3; б) CuSO4 → CuO; в) Al(CH3COO)3 → Al2O3
2. Возможно ли взаимодействие между оксидами:
г) BaO и MgO;
а) Li2O и SO3;
б) Na2O и BeO;
д) N2O5 и ZnO?
в) Al2O3 и K2O;
Химия. Лаб. практикум
-19-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Контрольные вопросы и задачи
3. Анализом установлено, что в образце оксида бария массовая доля
примеси сульфата бария составляет 10 %. Как был проведен анализ, и какой
объем раствора нужного реагента концентрации 2 моль/л был затрачен на
обработку навески массой 5 г? (Ответ: 30 мл реагента.)
4. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота: MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?
5. Какие свойства гидроксидов NaOH, Al(OH)3, Ni(OH)2 могут быть
использованы для их разделения из твердой смеси?
6. Найдите массовую долю гидроксида натрия, превратившегося в
карбонат за счет поглощения углекислого газа из воздуха, если масса гидроксида возросла с 200 г до 232,5 г. Чему равен объем поглощенного при этом
CO2 (условия нормальные). (Ответ: 50 %, 28 л.)
7. Какими способами можно получить из данной соли другую соль с
тем же катионом или тем же анионом:
а) NaCl → AgCl
б) Ba(NO3)2 → BaSO4
в) Fe2(SO4)3 → FeCl3 г) Na2CrO4 → BaCrO4?
8. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы:
а) Fe → FeCl2 → FeCl3 → FeOHSO4 → Fe2O3 → Fe
б) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnCl2 → ZnO →Zn?
9. Какой объем CO2 (условия нормальные) потребуется для растворения 1,0 г свежеосажденного CaCO3? Какие процессы произойдут в растворе:
а) при кипячении,
б) добавлении щелочи,
в) при добавлении соляной кислоты? (Ответ: 0,224 л.)
10. К какому классу относится каждое из следующих соединений:
Cs2O; Na[Al(OH)4]; H4SiO4; NO2; [Fe(OH)2]2SO4; Ca(HCO3)2?
Химия. Лаб. практикум
-20-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ
МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
И СЛОЖНОГО СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы
Освоить методику экспериментального определения эквивалента простых и сложных веществ.
Краткие теоретические сведения
Эквивалент элемента. Эквивалент Э – условная химическая единица, в Z раз меньшая соответствующей формульной единицы ФЕ вещества,
участвующего в реакции. Под формульной единицей понимается химическая
формула вещества. Для реакции
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
Формульное количество
2 моль
Эквивалентное количество
6 моль
Эквивалентное число Z
3
Фактор эквивалентности f = 1/Z 1/3
3 моль
6 моль
2
1/2
1 моль
6 моль
6
1/6
6 моль
6 моль
1
1
Масса одного эквивалента вещества называется молярной массой эквивалента вещества Мэкв (размерность – г /моль):
Ì
ýêâ
=
Ì
= f ⋅Ì ,
Z
(2.1)
где М – молярная масса; f – фактор эквивалентности.
Между молярной массой эквивалента Мэкв, атомной массой А и стехиометрической валентностью элемента В существует зависимость:
M экв =
А
.
В
По этой формуле определяется теоретическое значение молярной массы эквивалента элемента. Например:
М экв(Zn) =
65,4
27
= 32,7 г/моль ; М экв(Al) =
= 9 г/моль .
2
3
Эквивалент может быть также определен как количество вещества,
равноценное в химической реакции одному молю атомов водорода или одному молю электронов.
Химия. Лаб. практикум
-21-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Краткие теоретические сведения
Один из основных законов химии – закон эквивалентов: химические
элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных
их эквивалентам. Например, 1,008 г/моль водорода соединяется с 8 г/моль кислорода или 35,5 г/моль хлора, или с 23 г/моль натрия; 2,016 г/моль водорода соединяются с 16 г/моль кислорода или 71 г/моль хлора, или 46 г/моль натрия и т.д.
Закону эквивалентов можно придать математическое выражение
m1 Ì ýêâ(1)
,
=
m 2 M ýêâ(2)
(2.2)
где m1, m2 – масса первого и второго вещества; Mэкв(1), Mэкв(2) – молярные массы эквивалентов первого и второго вещества.
Например, если известно, что 1,44 г металла образуют 2,72 г оксида,
то молярную массу эквивалента этого металла вычисляют следующим образом. Масса металла m1 равна 1,44 г, масса кислорода m2 равна 2,72 – 1,44 =
1,28 г, молярная масса эквивалента кислорода равен 8. Отсюда молярная масса эквивалента металла Mэкв (1) = 1,44⋅8/1,28 = 9 г/моль.
Методы определения молярных масс эквивалентов
Экспериментальное определение молярных масс эквивалентов элементов может быть проведено различными методами.
a) Метод прямого определения. Находят массовое количество элемента, соединяющееся с 1,008 г/ моль водорода или с 8 г/моль кислорода.
П р и м е р. При окислении 8,71 г металла получено 9,71 г оксида.
Молярная масса эквивалента металла определяется из простого соотношения:
на 8,71 г металла пошло (9,71 – 8,71) г кислорода;
на Х (Мэкв г/ моль) пошло 8 г/моль О2;
Ì
ýêâ
=
8,71⋅ 8
= 69,68 г/моль.
9,71 − 8,71
б) Аналитический метод. Молярная масса эквивалента определяется
по данным анализа, когда известен количественный состав соединения данного элемента с другим элементом, молярная масса эквивалента которого известна.
П р и м е р. Для нахождения молярной массы химического эквивалента золота, которое непосредственно с водородом и кислородом не соединяется и не вытесняет водород из кислот, можно воспользоваться результатами анализа его соединения с хлором – хлорида золота (III) AuCl3. Опыт показывает, что при образовании этого соединения 197 г/моль золота взаимодействуют
Химия. Лаб. практикум
-22-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Краткие теоретические сведения
со 106,5 г/моль хлора. Молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.
Отсюда молярная масса эквивалента золота
Ì
=
ýêâ(Au)
197 ⋅ 35,5
= 65,7 г/моль.
106,5
в) Метод вытеснения. Этот метод применим к металлам, взаимодействующим с кислотами или гидроксидами щелочных металлов с выделением
водорода. В этом случае находят количество металла, вытеснившего 1 моль
атомов водорода или 11,2 л водорода при нормальных условиях.
г) Электрохимический метод. Молярные массы химических эквивалентов элементов определяются на основе закона Фарадея, согласно которому 96500 Кл электричества выделяют из электролита одну молярную массу
эквивалента вещества.
П р и м е р. Ток в 1 А в течение 193000 с выделил 18 г алюминия из
раствора его соли. Эквивалент алюминия вычисляется из соотношения
в течение 193000 с выделилось 18 г Al;
при пропускании 96 500 Кл выделилось Х (Мэкв);
Ì
ýêâ
=
18 ⋅ 96500
= 9 г/моль.
193000
Метод вытеснения водорода (объемный метод)
В данной работе для определения молярной массы эквивалента металла будем пользоваться наиболее простым и доступным методом, основанным на измерении объема водорода при реакции вытеснения его из раствора
соляной кислоты.
n
2
Me + nHCl = MeCln + H2
Согласно закону эквивалентов, один эквивалент металла вытесняет
один эквивалент водорода, имеющий молярную массу эквивалента 1 г/моль.
Используя закон Авогадро, можно определить объем, который занимает
один эквивалент водорода при определенных физических условиях. При нормальных физических условиях (p = 1,013·105 Па или p 7 60 мм рт. ст.,
Т = 298 К) 1 моль водорода, имеющий массу 2 г/моль, занимает объем
V = 22,4 л, тогда 1 моль эквивалента водорода, имеющий массу 1 г/моль,
должен занимать объем Vэкв = 11,2 л.
В данной работе измеряют объем водорода и приводят его к нормальным условиям. Пусть навеска металла m г вытеснила V0 водорода при нормальных условиях. Тогда эквивалент определится из пропорции:
m г вытесняют V0 H2 при н.у.;
Химия. Лаб. практикум
-23-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Краткие теоретические сведения
Х (Mэкв г/моль) вытесняют 11,2 л Н2;
Ì
ýêâ
=
m ⋅11,2
г/моль.
V0
Для приведения объема вытесненного водорода к нормальным условиям пользуются формулой объединенного закона Бойля–Мариотта и Гей–
Люссака:
ð0 V0 pV
,
(2.3)
=
T0
T
откуда
V0 =
(p − pâ ) ⋅ VT0
.
p0T
(2.4)
Здесь p0, V0 и T0 – соответственно, давление, объем и температура газа
при нормальных условиях.
Пример расчета эквивалентов веществ
1) Рассчитать эквивалент железа в реакциях:
а) Fe + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2;
б) 2Fe + 6 H2SO4(конц) = Fe2(SO4)3 +3SO2 + 6H2O.
Для реакции (a) Fe – 2ē = Fe2+ и эквивалентное число Z = 2. Эквивалент железа равен Э = 0,5ФE, молярная масса эквивалента железа равна
Ì
ýêâ
1
= ⋅ Ì = 55,85 : 2 = 27,925 г/моль.
2
Для реакции (б) Fe – 3ē = Fe3+ и эквивалентное число Z = 3. Эквивалент железа равен Э =
=
1
ФE, молярная масса эквивалента железа равна Mэкв =
3
1
M = 55,85: 3 = 18,617 г/моль, где М – молярная масса железа.
3
Эквивалент сложного вещества
Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество,
которое в данной реакции реагирует без остатка с 8 г кислорода, 1,008 г водорода или с эквивалентом другого вещества.
Эквивалент сложного вещества определяется реакцией, в которой
участвует вещество. Поэтому он не является постоянной величиной (как, например, молекулярная масса) и может иметь различные значения. Поясним
это на примере взаимодействия фосфорной кислоты со щелочью. В реакции
H3PO4 + NaOH = NaHPO4 + H2O
Химия. Лаб. практикум
-24-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Краткие теоретические сведения
молекула кислоты реагирует с одной молекулой NaOH, что соответствует
одному эквиваленту водорода. Поэтому эквивалент кислоты равен ее молекулярной массе: ÝH3PO4 = 1 ФЕ. Молярная масса эквивалента кислоты равна
Мэкв = М = 98 г/моль.
В реакции H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O молекула кислоты соответствует двум эквивалентам водорода (или двум эквивалентам щелочи). Эквивалентное число Z равно 2. Поэтому ÝH3PO4 = 1/2 ФЕ.
Молярная масса эквивалента кислоты Мэкв = М / 2 = 98 / 2 = 49 г/моль.
В реакции H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O эквивалентное число Z
равно 3, поэтому Э = 1/3 ФЕ. Молярная масса эквивалента кислоты равна
M ýêâ(H3PO4 ) = М / 3 = 98 / 3 ≈ 32,7 г/моль.
Молярная масса эквивалента кислоты (гидроксида) равна ее (его) молекулярной массе, деленной на количество атомов водорода (для гидроксида
на количество OH–-групп), замещенными в данной реакции другими атомами
или ионами.
Например,
M H2SO4 98
Ì ýêâ(H2SO4 ) =
= = 49 г/моль.
2
2
Молярная масса эквивалента соли равна ее молекулярной массе, деленной на количество атомов металла в составе соли и на валентность этого
металла. Например,
Ì
ýêâ(Al2 (SO4 )3 ) =
Ì
Al2 (SO4 )3
2⋅3
=
342
= 57 г/моль.
6
Экспериментальная часть
Опыт 1
Определение молярной массы эквивалента цинка
Опыт проводится на приборе, изображенном на рис. 2.1. Прибор состоит из штатива 1, на котором закреплены бюретки 2 и 3, соединенные
шлангом. Бюретки имеют поперечное сечение, равное 1 см2, и градуированы
с точностью 0,1 см, причем нулевая отметка находится в верхней части бюретки. К бюретке 3 при помощи стеклянных трубок, соединенных резиновым
шлангом 4, присоединена пробирка 5 с отводной трубкой 6. Бюретки заполнены водой, пробирка 5 – концентрированной соляной кислотой. В отводную
трубку помещают образец металла с известной массой и, переводя пробирку
из положения 6 в положение 7, сбрасывают металл в кислоту. При взаимодействии металла с кислотой в пробирке 5 выделяется водород, который, по-
Химия. Лаб. практикум
-25-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Экспериментальная часть
ступая в бюретку 3, вытесняет воду из нее в бюретку 2. Измерения проводят
при одинаковом положении уровней воды в обеих бюретках, что определяет
одинаковое давление.
Рис. 2.1. Прибор для определения эквивалента цинка объемным методом: 1 – штатив; 2, 3 – бюретки с водой; 4 – соединительная трубка; 5 – рабочая пробирка; 6, 7
– положения рабочей пробирки 5
Перед началом опыта бюретки должны находиться в таком положении относительно друг друга, чтобы уровень воды в них был примерно на
середине шкалы отсчета. Отводную трубку 6 и закрывающую ее пробку перед началом опыта насухо вытирают фильтровальной бумагой, после чего в
нее помещают полученный образец металла с известной массой m. Трубку
плотно закрывают пробкой, осторожно ввинчивая ее. Прибор проверяют на
герметичность. Для этого медленно поднимают или опускают бюретку 2, наблюдая за колебаниями уровня воды в бюретке. Если прибор не герметичен,
то уровни в обеих бюретках будет выравниваться. В этом случае нужно проверить положение всех пробок и снова проверить прибор.
После проверки прибора на герметичность уравнивают положение воды в обеих бюретках и отмечают положение уровня в бюретке 3 по нижнему
мениску, записывая его значение по градуировочной шкале h1 c точностью 0,1
см. После чего осторожно сбрасывают металл в кислоту, переводя пробирку
5 из положения 6 в положение 7. По мере понижения уровня воды в бюретке
3 опускают бюретку 2, следя за тем, чтобы уровни в обеих бюретках были
приблизительно на одной высоте, что определяет равенство давлений в них.
По окончании растворения металла точно выравнивают положение
уровней в обеих бюретках и записывают положение уровня в бюретке 3 по
шкале h2 с той же точностью. Объем выделившегося водорода V в реакции:
n
2
M + nHCl = MCln + H2
равняется разности уровней V = h1 – h2, имеет размерность см3 и относится к
атмосферным условиям (p,T) проведения опыта.
Эквивалент металла Эмет, имеющий молярную массу Мэкв вытесняет
эквивалент водорода ÝH2 , который при нормальных условиях занимает объ Химия. Лаб. практикум
-26-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Экспериментальная часть
ем Vэкв = 11200 см3, а используемая в опыте масса металла m вытесняет объем водорода V0, пересчитанного на нормальные условия. В соответствии с
законом эквивалентов, это можно представить в виде уравнения (2.5):
Ì
ýêâ
m
=
Výêâ
.
V0
(2.5)
Измеренный объем водорода при атмосферных условиях (p, T) пересчитывается на нормальные условия по уравнению Клапейрона:
ð0V0 pV
,
=
T0
T
(2.6)
p0, V0, T0 относятся к нормальным условиям, а p, V, T – к условиям проведения опыта. Давление p газов в бюретке 3 в соответствии с законом Дальтона
будет равно будет равно сумме парциальных давлений воздуха pвозд, водорода pН и насыщенного водяного пара pпар:
p = pвозд + pН + pпар.
(2.7)
При одинаковом положении уровней воды в обеих бюретках давление
pатм = pвозд + pН в бюретке (3) будет меньше атмосферного на величину давления насыщенного водяного пара, которое зависит только от температуры
(табл. 2.1):
p = pатм – pпар.
(2.8)
Подставляем в уравнение (2.5) выражение V0из уравнения (2.6). Получаем уравнение для расчета молярной массы эквивалента металла Мэкв:
M ýêâ =
m ⋅ Výêâ m ⋅ Výêâ ⋅ p0 ⋅ T
.
=
V0
p ⋅ V ⋅ T0
(2.9)
В журнал записывают температуру, атмосферное давление по барометру, давление водяного пара (табл. 2.1).
Таблица 2.1
t, оC
15
16
17
18
19
20
21
мм рт. ст.
1705,1
1817,1
1947,1
2063,8
2197,1
2337,8
2486,4
Па
12,79
13,63
14,53
15,48
16,48
17,53
18,65
Химия. Лаб. практикум
t, оC
22
23
24
25
26
27
28
мм рт.ст.
2643,7
2809,0
2983,7
3167,2
3361,0
3564,9
3779,6
Па
19,83
21,07
22,38
23,76
25,21
26,74
28,35
-27-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Экспериментальная часть
Преобразуем уравнение (2.9), подставив известные численные данные:
Ì
где
K=
ýêâ
=
m ⋅11200 ⋅ p0 ⋅ (273 + t) m ,
= K
(pàòì − pï àð ) ⋅ V ⋅ 273
V
11200 ⋅ (273 + t) ⋅ p0
.
273 ⋅ (pàòì − pï àð )
(2.10)
(2.11)
Коэффициент К зависит только от условий опыта (p,T) и размерности
давления. Так как этот коэффициент не зависит от массы металла, то его
можно рассчитать заранее и использовать при повторных измерениях.
После расчета молярной массы эквивалента металла по уравнению (2.10)
рассчитывается молярная масса металла для значения валентности Z, равного 2
по уравнению
(2.12)
М = Мэкв·Z.
Затем рассчитывается относительная погрешность опыта по уравнению
ΔÌ =
Ì
ýêâ(ýêñï ) Ì ýêâ(òåî ð)
Ì
100% ,
(2.13)
ýêâ(òåî ð)
где Мэкв (экспер) – молярная масса эквивалента металла, рассчитанная из опытных данных по уравнению (6); Мэкв (теор) – теоретическая молярная масса эквивалента металла, рассчитанная по уравнению (2.12).
Записать данные опыта:
Вес цинка, г.
Атмосферное давление, мм рт. ст.
Температура, 0С.
Объем воды в стакане до опыта, л.
Объем воды в стакане после опыта, л.
Объем водорода в условиях опыта ,л.
Объем водорода при нормальных условиях, л.
Эквивалентный вес металла, г.
Величина ошибки определения эквивалентного веса, %.
Опыт 2
Определение эквивалента карбоната натрия
Для определения эквивалента карбоната натрия проводят реакцию
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
Опыт выполняют в следующем порядке: наполните кристаллизатор 1
(рис. 2.2) на половину его объема насыщенным раствором поваренной соли,
Химия. Лаб. практикум
-28-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Экспериментальная часть
в котором растворимость диоксида углерода меньше, чем в воде. Тем же раствором наполните вровень с краями мерный цилиндр 2 вместимостью 100 мл
и закройте его стеклянной пластинкой, надвигая последнюю скользящим
движением.
Рис. 2.2. Прибор для определения молярной массы эквивалента карбоната натрия: 1 – кристаллизатор; 2 – мерный цилиндр; 3 – колба круглодонная; 4 – газоотводная трубка; 5 –
штатив
Переверните цилиндр вверх дном и опустите в кристаллизатор. Удалите под раствором стеклянную пластинку и закрепите цилиндр в лапке штатива так, чтобы края цилиндра были ниже уровня раствора в кристаллизаторе,
следя за тем, чтобы в цилиндр не попал воздух. В колбочку вместимостью 50
мл налейте 8–10 мл 2 н. раствора хлороводородной (соляной) кислоты, вытрите горло колбы фильтровальной бумагой и закрепите ее в штативе в горизонтальном положении. Навеску соли (~0,3–0,4 г) карбоната натрия поместить осторожно в горло колбы таким образом, чтобы кристаллы не могли
преждевременно упасть в кислоту, плотно закройте колбу пробкой с газоотводной трубкой и подведите открытый изогнутый конец трубки под цилиндр.
Выньте колбу из штатива и медленно, чтобы не происходило очень
бурного выделения диоксида углерода, пересыпьте карбонат натрия небольшими порциями в кислоту аккуратными наклонами колбы. В конце опыта
стряхнуть остатки кристаллов в колбу. По окончании выделения газа вновь
закрепите колбу в штативе. Измерьте в цилиндре объем выделившегося диоксида углерода и с помощью миллиметровой линейки измерьте расстояние L от
уровня воды в кристаллизаторе до уровня воды в цилиндре.
Запишите данные опыта:
Mасса карбоната натрия m, г.
Объем выделившегося диоксида углерода V, мл.
Расстояние от уровня воды в кристаллизаторе до уровня воды в цилиндре l, мм.
Температура опыта, 0С.
Атмосферное давление, p.
Химия. Лаб. практикум
-29-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Экспериментальная часть
По уравнению Менделеева–Клапейрона
pCO2 V =
m
RT
M
(2.14)
вычислите массу m диоксида углерода. Для определения давления рСО2 следует из атмосферного давления p вычесть давление столба жидкости pр-ра и
вычислить по формуле
p ð−ðà =
ρð−ðà
l.
ρHg
(2.15)
Плотность насыщенного раствора хлорида натрия ρр-ра = 1,20 г/см3,
плотность ртути сHg = 13,60 г/ см3. Парциальным давлением водяного пара
ввиду его малого значения в насыщенном растворе поваренной соли в данном опыте можно пренебречь.
Таким образом,
pCO = p − p ð−ðà .
2
(2.16)
Зная, что эквивалент кислотного оксида CO2 в реакции нейтрализации, протекающей с образованием Na2CO3, равен половине массы его моля, и
применяя закон эквивалентов
ÝNa 2CO3 m Na 2CO3
=
,
ÝCO2
mCO2
(2.17)
вычислите молярную массу эквивалента Na2CO3. Найдите абсолютную и относительную погрешность измерения.
Контрольные вопросы и задачи
1. Сколько оксида получится при окислении 3 г металла, молярная
масса эквивалента которого равна 9 г? (Ответ: 5,7 г.)
2. Определите молярные массы эквивалентов кислот и оснований в
следующих реакциях:
а) HNO3 + Bi(OH)3 = Bi(OH)2NO3 + H2O
б) H2S + NaOH = NaHS + H2O
в) 3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O
г) H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O
Химия. Лаб. практикум
-30-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЭЛЕМЕНТА
Контрольные вопросы и задачи
д) 2HCl + Bi(OH)3 = BiOHCl2 + 2H2O
е) 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O
3. Какие объемы занимают при нормальных условиях массы одного
эквивалента кислорода и одного эквивалента водорода? (Ответ: VO2 = 5,6 л;
VH2 = 11,2 л.)
4. Определите молярную массу эквивалента металла, если 0,046 г его
вытеснили из кислоты 62,35 мл водорода, собранного над водой при температуре 17 оС и давлении 1,017 ·105 Па. Давление водяного пара при 17 оС
равно 0,193 ·105 Па. (Ответ: 88,9 г.)
5. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента H3PO4 в реакциях образования: a) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.
6. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н. у.). Вычислите молярную массу эквивалента,
мольную массу и атомную массу металла.
7. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида
железа. Найдите эквивалентную массу железа Э Fe, если известно, что молярная масса эквивалента серы равна 16 г/ моль. (Ответ: 28 г/моль.)
8. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 г водорода, измеренного при
нормальных условиях. Определите массу металла. (Ответ: 1,76 г.)
9. Определите молярные массы эквивалентов элементов в соединениях HBr, H2O и NH3.
10. При сгорании трехвалентного металла в количестве 23,48 г было
получено 44,40 г его оксида. Какой металл был сожжен? Определите молярную массу эквивалента оксида.
Химия. Лаб. практикум
-31-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Цель работы
Определение количество растворенного вещества, используя различные способы выражения концентрации.
Краткие теоретические сведения
Растворами называются многокомпонентные однородные термодинамически устойчивые системы переменного состава. Раствор состоит из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия. Одной
из важнейших характеристик раствора является его концентрация.
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или объеме раствора (растворителя).
Ниже приведены наиболее часто употребляемые способы выражения
концентрации растворов.
1. Массовая доля растворенного вещества ωв-ва (безразмерная величина) равна отношению массы растворенного вещества к массе всего раствора:
m(â − âà)
m (â −âà)
m (â −âà)
,
(3.1)
ω(â −âà) =
=
=
ρ⋅V
m (ð−ðà) m (â −âà) + m (ð−ëÿ)
где ωв-ва – массовая доля растворенного вещества, выраженная в долях единицы; mв-ва – масса растворенного вещества, г; mр-ра – масса раствора, г; mр-ля
– масс растворителя, г; ρ – плотность раствора, г/мл; V – объем раствора, мл.
Массовую долю можно выразить также в процентах, %:
ω(â −âà) =
m(â −âà) ⋅100
m(ð−ðà)
=
m(â −âà) ⋅ 100
m(â −âà) + m(ð−ëÿ)
=
m(â −âà) ⋅ 100
ρ⋅V
.
(3.2)
Существует также следующее определение процентной концентрации – это число граммов растворенного вещества, содержащееся в 100 г раствора (ω % или С %).
2. Молярная концентрация (СМ, моль/л или М) определяется содержанием числа молей растворенного вещества в одном литре раствора:
CМ =
n
m
m ⋅1000
,
=
=
V M⋅V
M⋅V
(3.3)
где n − количество растворенного вещества, моль; m – масса растворенного
вещества, г; М − молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем
раствора, л (мл).
Химия. Лаб. практикум
-32-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Краткие теоретические сведения
Удобно пользоваться сокращенной формой записи единицы молярной
концентрации М = моль/л. Так, 2 М H2SO4 означает раствор, в одном литре
которого содержится 2 моля серной кислоты, т. е. С экв = 2 моль/л.
3. Молярная концентрация эквивалента, или нормальная концентрация (Сн, экв/л или н.) равна количеству эквивалентов, содержащихся в одном
литре раствора. Рассчитывается Сн по формуле:
Cí =
n ý m ⋅1000 ,
=
V M ýêâ ⋅ V
(3.4)
где nэ − количество эквивалентов растворенного вещества, моль; V – объем
раствора, л (мл); m – масса растворенного вещества, г; Mэкв – молярная масса
эквивалентов растворенного вещества, г/моль.
Эквивалентом вещества называется его реальная или условная частица,
которая эквивалентна одному молю катиона водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
При использовании понятия «эквивалент» всегда необходимо учитывать, к
какой конкретной реакции или группе реакций оно относится, поскольку эквивалент для многих веществ не является постоянным.
Для определения молярных масс эквивалентов веществ важное значение имеет фактор эквивалентности fэ. Фактор эквивалентности – это число,
показывающее долю реальной частицы вещества (атома, молекулы и т.д.),
эквивалентной одному катиону водорода (кислотно-основная реакция) или
одному электрону (окислительно-восстановительная реакция).
Численные значения фактора эквивалентности fэ различных веществ
можно рассчитывать следующим образом:
1
,
Валентность
1
fэ (основания) =
,
Кислотность основания
1
fэ (кислоты) =
,
Основность кислоты
1
fэ (соли) =
,
Валентность металла ⋅ Число атомов металла
1
,
fэ (окислителя) =
Число принятых электронов
1
.
fэ (восстановителя) =
Число отданых электронов
fэ (элемента) =
(3.5)
(3.6)
(3.7)
(3.8)
(3.9)
(3.10)
За единицу количества вещества, в котором частицами являются эквиваленты, nэ, принят моль. Молярная масса эквивалентов вещества X обо Химия. Лаб. практикум
-33-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Краткие теоретические сведения
значается Mэ(X) и выражается в г/моль. Mэ(X) определяется как произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества:
M ý (X) = f ý (X) ⋅ M(X ) .
(3.11)
Mэ(X) равна массе одного моля эквивалентов этого вещества.
Например, в реакциях
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2
H3PO4 + 2NaOH = Na 2HPO4 + 2H2O
(a)
(б)
молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты имеет различные значения. В реакции (а) fэ(H3PO4) = 1/3, следовательно,
Mэкв(H3PO4) = 1/3 · M(H3PO4) =
= 1/3 · 98 г/моль = 32,7 г/моль,
а в реакции (б) fэ(H3PO4) = 1/2 и
Mэкв(H3PO4) = 1/2 · M(H3PO4) =
= 1/2 · 98 г/моль = 49 г/моль.
Таким образом, фактор эквивалентности показывает часть молекулы
(или иона), являющейся эквивалентом. Число эквивалентов содержащихся в
молекуле, называют числом эквивалентности и обозначают Z*· fэкв = 1/ Z*.
4. Титр раствора (Т, г/мл) определяется содержанием граммов растворенного вещества в 1 мл раствора:
T=
m (â −âà )
V(ð−ðà )
.
(3.12)
Концентрацию раствора определяют различными методами. Если не
требуется большая точность, то ее определяют по плотности, используя
ареометр. Каждому значению плотности раствора соответствует определенная концентрация (см. табл. 3.1).
Для определения точной концентрации используют метод титрования,
который заключается в постоянном прибавлении раствора известной концентрации к анализируемому раствору до точки эквивалентности, т. е. момента,
когда количество раствора известной концентрации эквивалентно количеству
определяемого раствора в соответствии с уравнением химической реакции.
Химия. Лаб. практикум
-34-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Краткие теоретические сведения
Конец титрования устанавливают по изменению цвета индикатора. Чем более точно определена точка эквивалентности, тем меньше ошибка в определении концентрации.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Приготовление серной кислоты заданной концентрации
Приготовить 100 мл 0,1 н. серной кислоты из имеющейся в лаборатории более концентрированной кислоты (9 %) и воды. Плотность 9 %-й серной кислоты равна 1,059 г/мл (табл. 3.1).
1. Рассчитаем количество серной кислоты, необходимое для приготовления 100 мл 0,1 н. H2SO4.
0,1 н. H2SO4 означает, что в 1000 мл раствора содержится 0,1 эквивалента серной кислоты. Для приготовления 100 мл раствора потребуется соответственно 0,01 эквивалента серной кислоты, что составит 0,49 г H2SO4
(Мэ = 49 г/моль).
Если к этому количеству кислоты добавить воды до 100 мл, задание
будет выполнено.
Таблица 3.1
%
1
2
3
4
5
Плотность,
г/см3
1,005
1,012
1,018
1,025
1,032
%
6
7
8
9
10
Плотность,
г/см3
1,038
1,045
1,052
1,059
1,066
%
12
14
16
18
20
Плотность,
г/см3
1,080
1,095
1,109
1,124
1,139
%
30
40
50
60
70
Плотность,
г/см3
1,219
1,303
1,395
1,498
1,611
2. Теперь необходимо рассчитать, в каком количестве 9 %-й серной
кислоты содержится 0,49 г H2SO4.
9 % H2SO4: 9 г H2SO4 в 100 г раствора или в 100/1,059 = 94,4 мл раствора:
9 г H2SO4 содержатся в 94,4 мл раствора,
0,49 г H2SO4 содержатся в х мл.
Отсюда х = (0,49 · 100/1,059) / 9 = 5,14 мл 9 %-й серной кислоты.
Таким образом, в 5,14 мл 9 %-й H2SO4 содержатся нужные 0,49 г серной кислоты.
3. Выполнение задания. Отберите пипеткой с делениями рассчитанное
количество 9 %-й серной кислоты, т. е. 5,1 мл, перенесите в мерную колбу на
100 мл и добавьте воды до метки.
Химия. Лаб. практикум
-35-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Экспериментальная часть
Опыт 2
Проверка концентрации приготовленной кислоты
В первом опыте приготовили 0,1 н. раствор серной кислоты. Для проверки соответствия концентрации приготовленного раствора значению 0,1 н.
определим методом титрования истинную концентрацию раствора. В основе
метода титрования лежит закон эквивалентов: все вещества реагируют друг с
другом в строгих весовых соотношениях, пропорциональных их молярным
массам эквивалентов:
m1 M ý1 Ñ1 ⋅ V1
,
=
=
m 2 M ý2 C2 ⋅ V2
где С1 и С2 – нормальные концентрации растворов.
Таким образом, проводя реакцию между двумя растворами, можно
рассчитать концентрацию одного из них, если известны объемы растворов,
вступившие в реакцию, и концентрация Сн одного из растворов.
В нашем опыте определяем концентрацию приготовленной кислоты
по реакции нейтрализации:
H2SO4 + 2NaOH = 2H2O + Na2SO4
Момент эквивалентности определяется с помощью индикатора − вещества, которое изменяет окраску при изменении кислотности среды.
В три конические колбочки по 100 мл отберите пипеткой Мора (мерной с шариком) три пробы по 5 мл приготовленной кислоты. В каждой пробе
будет при этом содержаться V·Cн эквивалентов H2SO4. Добавьте 3-4 капли
индикатора метилового-оранжевого (раствор при этом приобретает розовый
цвет) и приступайте к титрованию: приливайте по каплям 0,1 н. раствор щелочи из бюретки к исследуемому раствору кислоты, постоянно перемешивая,
до изменения окраски индикатора (оранжевый цвет − нейтральная среда).
Вычислите объем щелочи, пошедшей на нейтрализацию 5 мл кислоты, по
разности объемов щелочи в бюретке до и после титрования с точностью до
0,1 мл. Результаты запишите в виде табл. 3.2.
Таблица 3.2
Номер опыта
Объем кислоты, мл
1
2
3
5,0
5,0
5,0
Объем щелочи, мл
Средний объем
щелочи, мл
Концентрацию приготовленного раствора кислоты СК вычислите, используя формулу
Cк · Vк= Сщ · Vщ,
где Ск − определяемая нормальная концентрация кислоты; Сщ − нормальная
концентрация щелочи, приготовленной лаборантом; Vк − объем кислоты, взя Химия. Лаб. практикум
-36-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Экспериментальная часть
той на анализ, мл; Vщ − объем раствора щелочи, нужной на титрование кислоты, мл.
Вычислите титр раствора кислоты по формуле
T=
C к ⋅ M экв
.
1000
Вычислите абсолютную и относительную ошибки при выполнении
задания.
Абсолютная ошибка: ΔC = Cк (теор) − Ск (найденная).
Относительная ошибка X вычисляется в процентах.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Сахар массой 20 г растворили в воде массой 80 г. Какова массовая доля, %, сахара в растворе?
Р е ш е н и е. Воспользуемся формулой (3.2):
ω( сахара ) =
m ( сахара )⋅100
m ( сахара ) + m (воды )
=
20 ⋅ 100
= 20 %.
20 + 80
П р и м е р 2. Рассчитайте молярную концентрацию 9 %–ного раствора серной кислоты плотности 1,059 г/мл.
Р е ш е н и е. В 100 г 9 %-го раствора содержится 9 г H2SO4. Используем формулу (3.3), где m = 9 г, М = 98 г/моль, V = 100/1,059 мл,
CÌ =
m ⋅1000
9 ⋅1000
=
= 0,972 моль/л.
M⋅V
100 /1, 059 ⋅ 98
П р и м е р 3. Рассчитайте нормальную концентрацию 9 %-й серной
кислоты плотности 1,059 г/мл.
Р е ш е н и е. Вычисляем молярную массу эквивалента серной кислоты, учитывая, что фактор эквивалентности H2SO4 fэ = 1/2.
M ý (H 2SO 4 ) = M(H 2SO 4 ) ⋅ f ý (H 2SO 4 ) = 98 ⋅1/ 2 = 49 г/моль.
Далее используем формулу (3.4):
Cí =
m ⋅1000
9 ⋅1000
=
= 1,945 н.
M ý ⋅ V 49 ⋅100 /1,059
П р и м е р 4. Рассчитайте титр 9 %-го раствора H2SO4 плотности
1,059 г/мл.
Р е ш е н и е. 9 г H2SO4 содержится в 100 г 9 %-го раствора или в
100/1,059 мл 9 %-го раствора. Отсюда:
Химия. Лаб. практикум
-37-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3. РАСТВОРЫ
Примеры решения типовых задач
T=
m (â-âà )
V(ð-ðà )
=
9
= 0,095 г/мл.
100 /1,059
П р и м е р 5. Определите титр 0,1 н. раствора H2SO4.
Р е ш е н и е. В 1000 мл 0,1 н. раствора H2SO4 содержится 0,1 эквивалент серной кислоты или 4,9 г H2SO4 (Мэ = 49 г/моль).
Отсюда титр находим по формуле
T=
C н ⋅ M э 0,1 ⋅ 49
=
= 0,0049 г / мл .
1000
1000
Контрольные вопросы и задачи
1. Что такое раствор? Какие существуют способы определения концентрации растворов? Приведите примеры.
2. Каким прибором и как измеряется плотность растворов? Как определяют концентрацию растворов по плотности?
3. Какими энергетическими эффектами сопровождается процесс растворения веществ?
4. В чем заключается сущность процесса титрования? Что такое точка
эквивалентности?
5. Для чего при титровании применяются индикаторы? Какие индикаторы вы знаете?
6. Что называется нормальной концентрацией раствора?
7. На титрование 10 мл раствора щелочи израсходовано 12,4 мл 0,25 н.
раствора кислоты. Определить нормальную концентрацию раствора щелочи.
(Ответ: 0,31 н.)
8. Сколько процентов гидроксида натрия содержит двунормальный
раствор плотностью 1,08 г/мл? (Ответ: 7,4 %.)
9. Какой объем 3 н. раствора серной кислоты требуется для нейтрализации 8,4 г КОН? (Ответ: 50 мл).
10. Сколько граммов Na2CO3·10H2O нужно взять, чтобы приготовить
2 л 0,4 М раствора? (Ответ: 228,8 г.)
11. Сколько эквивалентов карбоната натрия содержится в 64 л 2н раствора? (Ответ: 128 экв.)
12. Сколько граммов сульфата калия необходимо взять для приготовления 200 г 8 % раствора? (Ответ: 16 г.)
13. Сколько граммов хлорида алюминия необходимо взять, для приготовления: а) 2 л 0,5 М раствора; б) 2 л 0,5 н. раствора? (Ответ: а) 135,5 г;
б) 44,5 г.)
14. Какой объем 92 %-й серной кислоты плотностью 1,83 г/мл следует
взять для приготовления 3 л 0,5 н. раствора? (Ответ: 43,7 мл.)
Химия. Лаб. практикум
-38-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Цель работы
Освоение методов устранения жесткости воды.
Краткие теоретические сведения
Жесткость природной воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция и магния. Различают жесткость общую (Жобщ), временную (Жвр) и постоянную (Жпост):
Жобщ = Жвр + Жпост.
(4.1)
Общей жесткостью называется суммарная концентрация ионов Ca2+ и
Mg2+ в воде. Единица измерения жесткости − число миллимоль эквивалентов
ионов Ca2+ и Mg2+ или их соединений в одном литре воды, n ммоль·экв/л.
Один миллимоль эквивалент жесткости соответствует содержанию 20,04 мг/л
ионов кальция или 12,16 мг/л ионов магния. Моль атомов Ca равен 40 г/моль;
моль атомов Mg – 24 г/моль, т. е. молярная масса эквивалентов равна:
M ýêâ (Ca 2 + ) =
A
40
=
= 20 г/моль;
Âàëåí òí î ñòü 2
M ýêâ (Mg 2 + ) =
A
24
=
= 12 г/моль.
Âàëåí òí î ñòü 2
Таким образом, 1 мэкв Ca2+ = 20,04 мг, 1 мэкв Mg2+ = 12,16 мг).
Временной (карбонатной) жесткостью называется часть общей жесткости, удаляющейся кипячением воды при атмосферном давлении в течение
некоторого времени. Временная жесткость обусловлена присутствием в воде
гидрокарбонатов Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. При кипячении происходит превращение гидрокарбонатов в труднорастворимые карбонаты, которые выпадают в осадок. При этом концентрация ионов Ca2+ и Mg2+ в воде существенно
снижается, что и приводит к умягчению воды:
Ca(HCO3)2
t
⎯
⎯
→ CaCO3↓ + CO2↑ + H2O
Постоянной (некарбонатной) жесткостью называется часть общей
жесткости, остающаяся после кипячения воды; это сульфаты (CaSO4,
MgSO4), хлориды (CaCl2, MgCl2), нитраты (Ca(NO3)2, Mg(NO3)2) кальция и
магния, т. е. растворимые соли.
Химия. Лаб. практикум
-39-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Жесткость воды Ж рассчитывается по формуле
Æ=
m ⋅1000
,
M ýêâ ⋅ V
(4.2)
где m – масса соли, г; Мэкв – молярная масса эквивалентов солей, г/моль; V –
объем воды, л.
На практике установилась градация природных вод по величине их
общей жесткости:
а) до 4 ммоль·экв/л – мягкая вода;
б) 4–8 ммоль·экв/л – умеренно-жесткая вода;
в) 8–12 ммоль·экв/л – жесткая вода;
г) свыше 12 ммоль·экв/л – очень жесткая вода.
Вода, применяемая в технике и быту, должна удовлетворять определенным требованиям. Присутствие в воде значительного количества солей
кальция и магния делает воду непригодной для многих технических целей.
Например, жесткая вода образует в паровых котлах и котельных установках
слой накипи (осадки из CaCO3 и CaSO4·2H2O). Накипь плохо проводит тепло,
вызывает увеличение расхода топлива и ускоряет изнашивание паровых котлов и котельных установок.
В жесткой воде мыло, представляющее собой натриевую соль стеариновой кислоты, не обладает моющим действием, поскольку обмен ионов натрия на ионы кальция и магния приводит к нерастворимым кальциевым и
магниевым солям:
2C17H35COONa + CaSO4 = (C17H35COO)2Ca↓ + Na2SO4
После осаждения ионов кальция и магния мыло становится мылким.
Поэтому устранение жесткости воды очень важно для технического использования и хозяйственно-бытового водоснабжения.
Процесс, приводящий к снижению жесткости воды, называется ее умягчением. Существующие способы умягчения воды можно разделить на три
группы: 1) реагентные методы, 2) метод обмена ионов, 3) термический метод.
При реагентных методах в жесткую воду вносят вещества, которые
дают с ионами Са2+ и Mg2+ малорастворимые соли. Это гашеная известь
(кальций гидрооксид), сода (динатрий карбонат), тринатрий фосфат, гидроксид бария (II) и др. Умягчение воды идет по реакциям:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4
3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4
Для умягчения воды широко применяется метод ионообменной адсорбции, основанный на явлениях поглощения – обмена ионов специальными полимерными смолами – катионитами. Катиониты представляют собой син Химия. Лаб. практикум
-40-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
тетические или природные смолы, содержащие группы – –COOH, –SO3H и др.,
которые способны обменивать ионы Na+ или H+ на Ca2+ и Mg2+ по схеме:
Ca2+ + 2HR ' CaR2 + 2H+
Ca2+ + 2NaR ' CaR2 + 2Na+
где R – остаток молекулы катионита, имеющий отрицательный заряд.
На практике также применяются неорганические катиониты – цеолиты (минералы) или пермутиты (искусственные соединения), отвечающие составам Na2O·Al2O3·3SiO2·nH2O.
После насыщения катионита ионами Ca2+ и Mg2+ его регенерируют,
пропуская через катионит раствор хлорида натрия.
Метод ионного обмена имеет преимущества перед методом осаждения. Последний связан с громадным расходом реагентов и все же часто не
дает той степени «умягчения» воды, которая необходима.
Для умягчения воды также используют калгон (calgon) и подобные
ему вещества – натриевые соли полифосфорных кислот. Эти соли образуют
нерастворимые комплексы с ионами кальция и магния, освобождая при этом
ионы натрия.
Количественно жесткость воды можно определить титрованием определенного объема воды раствором соляной кислоты или трилона Б известной
концентрации в присутствии индикатора. Применяются и весовые методы
определения жесткости.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Определение временной жесткости воды
Временную жесткость воды определяют титрованием воды раствором
соляной кислоты:
Ca(HCO3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O + 2CO2↑
В основе метода титрования лежит закон эквивалентов: вещества реагируют друг с другом в строгих весовых соотношениях, пропорциональных
их эквивалентам; соляная кислота титрует бикарбонат ион:
HCO 3− + H+ = H2O + CO2↑,
C
где ÑÍ ÑÎ
−
3
HCO3−
⋅ VH 2O = Cê ⋅ Vê ,
−
− нормальная концентрация ионов HCO 3 , моль/л; нормальность
воды по ионам Ca2+ такая же, как и ионов HCO −3 , т. е. CCa 2 + = CHCO− ; VH 2O −
3
Химия. Лаб. практикум
-41-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Экспериментальная часть
объем воды, взятый на анализ, мл; Ск − нормальная концентрация кислоты,
моль/л; Vк − объем кислоты, пошедшей на титрование, мл.
Момент эквивалентности определяется по изменению окраски индикатора. Жесткость воды (число миллимоль эквивалентов Са2+ в 1 литре воды)
рассчитывают по формуле Æ âð = Ñ 2+ ⋅1000 , или Æ âð = Ñê ⋅ Vê ⋅1000 .
Ñà
VH O
2
В три конические колбы отмерьте по 100 мл водопроводной воды,
прибавьте в каждую из них по 3-4 капли индикатора метилового-оранжевого
и титруйте 0,1 н. раствором соляной кислоты.
Титрованный раствор кислоты (0,1 н.) готовится лаборантами и наливается в бюретку на 25−50 мл. Проследите, чтобы кончик бюретки был заполнен раствором. Доведите уровень жидкости в бюретке до нуля. Отсчет
ведите по нижнему уровню мениска. Титруйте пробы воды раствором кислоты из бюретки.
Проведите ориентировочный опыт. Для этого прибавляйте из бюретки
в коническую колбу с пробой воды по 0,5 мл кислоты, перемешивая жидкость вращением колбы (держите колбу большим и указательным пальцами
правой руки, придавая безымянным пальцем вращательные движения жидкости в колбе). Конец титрования (сходятся эквивалентные количества веществ) определяется по изменению окраски индикатора от желтой до оранжевой.
Повторите титрование еще три раза, но более точно. Для этого последние порции кислоты прибавляйте по каплям, пока не произойдет изменение окраски индикатора от одной капли кислоты.
Объем израсходованной на титрование кислоты отсчитывайте по
нижнему мениску с точностью до 0,05 мл.
Перед каждым титрованием колбу для воды необходимо вымыть и
сполоснуть дистиллированной водой.
Из полученных данных, которые не должны различаться между собой
более чем на 0,1 мл (результаты первого замера не учитываются как ориентировочные), берут средние. Результаты опыта запишите в виде табл. 4.1.
Таблица 4.1
Номер
опыта
1
2
3
Объем
воды, мл
100
100
100
Объем израсходованной кислоты
(показания бюретки), мл
Среднее значение
объема кислоты, мл
Рассчитайте величину временной жесткости по формуле
Æ âð =
ÑH(HCl) ⋅ V HCl ⋅1000
.
VH O
2
Химия. Лаб. практикум
-42-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Экспериментальная часть
Опыт 2
Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом
Этот метод, наиболее точный и быстрый, получил большое распространение. Он основан на титровании исследуемой воды двузамещенной солью этилендиаминтетрауксусной кислоты (тривиальное название − комплексон III или трилон Б). Трилон Б титрует непосредственно ионы кальция и
магния:
CH2COONa
HOOCH2C
NaOOCH2C
N– CH2 – CH2 – N
·2H2O
CH2COOH
С помощью трилона Б можно определить любую жесткость (общую,
временную и постоянную). В качестве индикатора применяется краситель
эриохром черный Т, дающий с ионами Са2+ и Mg2+ растворимые комплексы
винно-красного цвета. Эти комплексы менее устойчивы, чем комплексы
кальция и магния с трилоном Б. Поэтому при титровании пробы воды трилоном Б в присутствии этого индикатора винно-красные комплексы разрушаются и образуются бесцветные соединения Mg2+ и Са2+ с трилоном Б, а индикатор приобретает собственную синюю окраску.
В коническую колбу налейте 100 мл водопроводной воды. При титровании в растворе должна быть слабо щелочная реакция (рН = 10), которая
создается введением в исследуемую воду определенного количества аммонийного буферного раствора.
Прилейте 5 мл буферного раствора и бросьте несколько кристалликов
индикатора эриохрома черного Т. Содержимое колбы перемешайте и титруйте раствором трилона Б до перехода окраски от винно-красной к синей. Конец титрования наиболее заметен, если рядом поставить заведомо перетитрованную пробу. При дальнейшем прибавлении трилона Б цвет и интенсивность окраски раствора не изменяются.
Расчет содержания суммы ионов кальция и магния производится по
формуле
Æ î áù =
Ñòð.Á ⋅ Vòð.Á ⋅1000
,
VH O
2
где Vтр.Б − объем раствора трилона Б, пошедшего на титрование, мл; Стр.Б −
концентрация раствора трилона Б, н; VН2О − объем воды, мл.
Опыт 3
Устранение временной жесткости воды
В коническую колбу налейте 100 мл водопроводной воды и прокипятите в течение 30−40 мин. Какие соли выпадают в осадок? Охладите колбу, от-
Химия. Лаб. практикум
-43-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Экспериментальная часть
фильтруйте осадок через фильтр, промойте два-три раза небольшими порциями
(10−15 мл) дистиллированной воды. Оттитруйте исследуемую пробу трилоном Б по методике, описанной в опыте 2. Сравните полученные результаты.
Опыт 4
Умягчение воды катионированием
100 мл водопроводной воды с известной жесткостью пропустите через
колонку с катионитом в коническую колбу, затем определите ее жесткость
комплексонометрическим способом. Сопоставьте полученные данные. Если
вода после пропускания ее через катионит оказалась все же жесткой, значит,
катионит истощился. Катионит следует регенерировать, промывая его 10 %-м
раствором хлорида натрия, а затем дистиллированной водой для удаления
освободившихся ионов кальция и магния. Составьте уравнения реакций
умягчения воды катионированием и регенерации катионита.
Контрольные вопросы и задачи
1. Какая вода называется жесткой? Какими солями вызвана жесткость? В каких единицах измеряется жесткость воды?
2. Что такое временная жесткость воды? Как можно ее определить?
3. Что такое постоянная и общая жесткость воды? Каковы способы ее
определения?
4. Каким образом можно устранить жесткость воды, постоянную и
временную?
5. Охарактеризуйте суть метода умягчения воды катионированием.
6. На титрование 100 мл водопроводной воды было израсходовано
3,5 мл соляной кислоты титра 0,0032. Определите временную жесткость.
(Ответ: 3,04 ммоль·экв/л.)
7. Требуется уменьшить временную жесткость воды с 14 до
6 моль·экв/л. Сколько гидроксида кальция необходимо затратить для умягчения 1000 м3 воды? (Ответ: 296 кг.)
8. В 50 л воды содержится 4,5 г гидрокарбоната магния. Выразите
временную жесткость воды в ммоль·экв/л. (Ответ: 1,2 ммоль·экв/л.)
9. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции, происходящей при добавлении к воде, содержащей гидрокарбонат кальция, раствора
едкого натрия.
10. Известно, что в одном литре исследуемой воды содержится
42 мг ионов магния и 112 мг ионов кальция. Вычислите общую жесткость воды.
11. Чем обусловлена необходимость умягчения воды, применяемой
для промышленных и бытовых нужд?
12. Сколько граммов карбоната натрия надо прибавить к 400 мл воды,
чтобы устранить жесткость, равную 3 мэкв?
13. Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость
3,5 мэкв. Сколько граммов гидрокарбоната магния содержится в 200 мл этой
воды?
Химия. Лаб. практикум
-44-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Цель работы
Изучение процессов, протекающих в электролитах; электролитическая
диссоциация, степень и константа диссоциации, ионообменные реакции, электрическая проводимость, произведение растворимости.
Краткие теоретические сведения
Электролитами называют вещества, которые при растворении в полярном растворителе придают раствору способность проводить электрический ток. Определение электролиты применительно непосредственно и к
растворам, которые проводят электрический ток. Таким образом, электролиты это и вещества, это и растворы. Растворы, не проводящие электрический
ток, называются неэлектролитами. Примерим неэлектролита является раствор сахарозы в воде.
Если поместить электролит в полярный растворитель, то происходит
распад электролита на положительно заряженные катионы и отрицательно
заряженные анионы (электролитическая диссоциация) в результате сложного
физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя (процесс сольватации, для воды – гидратации, рис. 5.1).
Рис. 5.1. Схема процесса растворения кристалла NaCl в воде:
А – гидратация поверхностно расположенных ионов (предварительная стадия процесса); Б – свободные гидратированные
ионы (сольваты), перешедшие в результате диффузии в жидкую фазу
При образовании сольватов выделяется энергия, которая компенсирует энергию, затраченную на разрыв связей в кристаллической решетке. Оп-
Химия. Лаб. практикум
-45-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
ределяющее значение при этом имеет величина диэлектрической проницаемости растворителя: чем больше эта величина, тем больше сольватированных ионов в растворе, а значит, и выше энергия сольватации. Это приводит к
ослаблению взаимодействия между разноименными ионами, что следует из
формулы закона Кулона
F=
e1 ⋅ e 2
,
ε ⋅ r2
где F – сила взаимодействия между зарядами e1 и e2; r – расстояние между
центрами ионов; ε – диэлектрическая проницаемость растворителя. Так как
для воды при 20 оС ε = 80, то сила притяжения в водном растворе ионов ослабляется в 80 раз.
Процесс электролитической диссоциации для соединений с типичной
ионной связью (рис. 5.2) может быть записан следующим образом:
NaCl(крист) + (n + m) H2O → Na⁺‧ n H2O + Cl–·m H2O
для соединений с ковалентной связью электролитическая диссоциация обратима (рис. 5.3):
CH3COOH(ж) + (n + m) H2O ⇄ H+‧ n H2O + CH3COO− ‧ mH2O
HCl(газ) + (n + m) H2O → H⁺ ‧ n H2O + Cl− ‧ m H2O
Рис. 5.2. Схема диссоциации кристалла NаCl: 1 – ориентация полярных молекул Н2О вокруг кристалла; 2, 3 – образование гидратированных катионов (Na+гидр) и анионов (Cl–гидр)
Химия. Лаб. практикум
-46-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
Рис. 5.3. Механизм диссоциации электролитов с ковалентным типом связи (на примере НCl): А – ориентация полярных молекул воды вокруг молекул НCl; Б – переход (изменение) типа связи с ковалентной полярной
на ионную; В – диссоциация НCl с образованием гидратированного
катиона (Н+гидр) и гидратированного аниона (Cl-гидр)
Количественной характеристикой электролитической диссоциации
служит степень диссоциации α, равная отношению числа диссоциированных
N
молекул Nдис к общему числу молекул Nобщ лектролита в растворе α = äèñ .
N î áù
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и
выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, при α = 1 или 100 %, электролит полностью распадается на ионы.
Следовательно, степень диссоциации, в обратной пропорции зависит от концентрации раствора.
По степени диссоциации все электролиты условно делят на две группы –
сильные и слабые. Сильные электролиты – растворы, в которых, при сильном разбавлении, присутствуют только ионы (α ≈ 1). В таком случае растворы сильных электролитов не содержат нейтральных молекул. Слабые электролиты – растворы, степень диссоциации которых α ≪ 1. Слабые электролиты наряду с ионами содержат и недиссоциированные молекулы.
К сильным электролитам относятся растворы таких кислот, как HNO3,
HCl, HBr, HI, H2SO4, HMnO4, а также гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2,
Sr(OH)2; растворы почти всех растворимых солей.
Для перечисленных выше веществ характерно наличие ионной или
сильно полярной ковалентной связи.
К слабым электролитам относятся растворы некоторых минеральных
кислот, таких как H2CO3, H2S, H2SO3, HCN, HNO2, H3PO4, H2SiO3, H3AsO3,
H3AsO4, H3BO3, а также растворы почти всех органических кислот; многих
гидроксидов двух- и трехвалентных металлов – Cu(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3,
Fe(OH)2, а также NH4OH и H2O, растворы некоторых солей – HgCl2,
Fe(CNS)3, CdI2, Mg(CN)2 и др. Для этих веществ характерна слабо полярная
ковалентная связь.
К слабым электролитам применим закон действия масс, на основании
которого может быть записана константа равновесия, называемая применительно к процессу электролитической диссоциации константой диссоциации
(Кд). Она равна отношению произведения равновесных концентраций ионов
Химия. Лаб. практикум
-47-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
в растворе в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к равновесной концентрации недиссоциированных молекул. Например, диссоциации сероводородной кислоты соответствует уравнение H2S⇄ S2- + 2H+.
Выражение константы диссоциации, согласно определению, записывают следующим образом:
[S2 − ] ⋅ [H + ]2 .
Кд =
[H 2S]
Как следует из приведенного выражения, константа диссоциации не
зависит от концентрации раствора электролита, в отличие от степени электролитической диссоциации α, и характеризует его способность распадаться
на ионы. Чем меньше Кд, тем меньше ионов в растворе, тем слабее электролит. В разбавленных растворах сильных электролитов Кд не имеет физического смысла, т.к. концентрация недиссоциированных молекул практически
равна нулю.
Влияние одноименного иона на степень электролитической диссоциации
При введении в раствор уксусной кислоты ацетат – ионов CH3COO−
(прибавлением раствора ацетата натрия CH3COONa) равновесие между недиссоциированными молекулами CH3COOH и ионами CH3COO⁻ и H+ сместится в
сторону образования молекул кислоты, и степень диссоциации кислоты
уменьшится. Аналогичный эффект даст и введение в раствор катионов H+
(путем прибавления раствора сильной кислоты).
Следовательно, прибавление к слабому электролиту одноименных ионов (одинаковых с ионами слабого электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация сернистой кислоты протекает следующим образом:
I ступень: H2SO3 ⇄ H⁺ + HSO 3
−
2−
II ступень: HSO 3 ⇄ H⁺ + SO 3
−
Кд ( I ) = 1,3·10-2;
Кд ( II ) = 5,0·10−6;
2−
общее уравнение диссоциации: H2SO3 ⇄ 2H⁺ + SO 3 .
Аналогично для дигидроксида свинца можно записать:
I ступень: Pb(OH)2 ⇄ PbOH+ + OH−
Кд (I) = 9,55·10−4;
II ступень: PbOH+ ⇄Pb2+ + OH–
Кд (II) = 3,0·10−8.
Химия. Лаб. практикум
-48-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
Произведение растворимости
При растворении вещества в воде одновременно протекают два противоположно направленных процесса, например:
Растворение
AgCl ' Ag+ + Cl−
Осаждение
Когда раствор вещества ненасыщен, то процесс растворения этого
вещества преобладает над процессом осаждения (выделения) его из раствора.
В пересыщенном растворе наблюдается обратное явление – преобладает
процесс выделения растворенного вещества из раствора. В насыщенном растворе, находящемся над осадком растворенного вещества, устанавливается
состояние динамического равновесия. В этом случае скорость растворения
равна скорости осаждения.
При установившемся равновесии в единицу времени столько же ионов
+
Ag + Cl− переходит в осадок, сколько их переходит в раствор с поверхности
осадка.
Согласно закону действия масс, при установившемся равновесии в насыщенном водном растворе AgCl:
[Ag + ] ⋅ [Cl− ]
= K AgCl ,
[AgCl]
где [Ag+] и [Cl⎯] – равновесные концентрации ионов серебра и хлора; [AgCl] –
концентрация вещества в твердой фазе, т. е. содержание вещества в единице
объема осадка.
В гетерогенных системах столкновения между элементарными частицами растворенного вещества и твердого вещества происходит лишь на поверхности раздела фаз, и независимо от количества твердого вещества, его
концентрация остается постоянной и не влияет на скорость реакции. Поэтому
можно написать:
[Ag+]· [Cl–] = КAgCl · [AgCl] = const
Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в
его насыщенном водном растворе в степенях, равных их стехиометрическим
коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная и называется произведением растворимости. Произведение растворимости обозначают знаком ПР с индексом того электролита, о котором идет речь. Например:
[Ag+]· [Cl–] = ПР AgCl
или в общем виде для любого малорастворимого электролита
Химия. Лаб. практикум
-49-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
[Кm+]n · [Аn−]m = const = ПР.
Из понятия ПР вытекают условия образования осадков
([Кm+]n ·[Аn−]m > ПР)
и растворения осадков
([Кm+]n ·[Аn−]m < ПР).
Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25 °С приводится в табл. 6 приложения.
Ионообменные реакции
Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции
между растворами солей, гидроксидов и кислот − это реакции обмена ионами, т. е. ионообменные реакции. Реакции обмена с участием ионов электролитов протекают в направлении образования слабых электролитов, выделения газов и выпадения осадков.
Существуют следующие правила для написания реакций ионного типа:
• формулы малодиссоциирующих веществ (осадков, газов, слабых элктролитов, комплексных ионов) записывают в молекулярном виде;
• формулы хорошо диссоциирующих веществ (сильные электролиты)
записывают в ионном виде;
• реакции обмена пишутся в молекулярном, ионно-молекулярном и
ионном виде.
Рассмотрим получение гидроксида железа (III) в результате взаимодействия водных растворов нитрата железа (III) и гидроксида натрия. Молекулярное уравнение реакции:
Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ +3 NaNO3
Полное ионно-молекулярное уравнение реакции:
Fe3+ + 3NO 3 + 3Na+ + OH− = Fe(OH)3↓ +3Na+ + 3NO 3
−
−
Сильные электролиты – нитрат железа (III) и гидроксид натрия в растворе находятся в виде ионов. Гидроксид железа (III) − слабый электролит и
ионов железа и гидроксид-ионов в растворе почти не образует. Следователь−
но, взаимодействуют только ионы Fe3+ и OH−. Исключив ионы Na+ и NO 3 из
обеих частей уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:
Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓
Химия. Лаб. практикум
-50-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Краткие теоретические сведения
только взаимодействие этих ионов отражает суть процесса, т. е. определяет
направление реакции, поэтому следует пользоваться краткой ионной записью.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Зависимость электропроводности от степени диссоциации электролитов
Электропроводность растворов в значительной степени зависит от
cтепени диссоциации электролита. При одинаковой концентрации, чем выше
степень диссоциации электролита, тем больше значение его удельной электропроводности.
Рис. 5.4. Принципиальная схема определения электропроводности растворов: 1 –
графитовые электроды; 2 – стакан с исследуемым раствором; 3 – вольтметр; 4 –
ключ
замыкания цепи
Для изучения электропроводности растворов применяют прибор,
принципиальная схема которого изображена на рис. 5.4. Перед началом опыта прибор включают в сеть. Стакан 2 емкостью 50 мл каждый раз наполняют
раствором на 1/2 его объема, чтобы площади электродов, опущенных в жидкость, были во всех опытах одинаковы. Затем опускают электроды 1 в раствор
и только после этого замыкают электрическую цепь при помощи ключа 4.
Определяют электропроводность следующих растворов: дистиллированной воды, сахара, уксусной кислоты, гидроксида аммония, ацетата аммония и хлорида натрия. Промываем электроды дистиллированной водой после
испытания каждого раствора. Об электропроводности растворов судят по отклонению стрелки вольтметра 3, чем больше отклонение стрелки, тем больше
электропроводность.
На основании полученных результатов расположите электролиты в
порядке возрастания их электропроводности. Напишите уравнения диссоциации. Для слабых электролитов запишите константы диссоциации.
Химия. Лаб. практикум
-51-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Экспериментальная часть
Объясните увеличение электропроводности раствора ацетата аммония, полученного при сливании растворов уксусной кислоты и гидроксида
аммония, в сравнении с электропроводностью исходных растворов.
Опыт 2
Влияние разбавления раствора
на степень электролитической диссоциации
Испытайте электропроводность концентрированной (80 %) и разбавленной (2 н.) уксусной кислоты. Наблюдайте увеличение амплитуды отклонения стрелки вольтметра в случае с разбавленной кислотой. Сделайте вывод
о направлении смещения равновесия диссоциации с разбавлением раствора.
Опыт 3
Влияние одноименного иона
на степень диссоциации слабого электролита
В опыте используем индикаторы – метиловый оранжевый и фенолфталеин, окраска которых изменяется в зависимости от того, в какой форме
(кислотной или щелочной) они находятся (табл. 5.1).
Таблица 5.1
Индикатор
Фенолфталеин
Метиловый
оранжевый
Окраска
Окраска
Окраска
Область
нейтральной формы кислотной формы щелочной формы перехода рН
Не окрашен
Не окрашен
Красная
8,0–10,0
Оранжевая
Розовая
Желтая
3,1–4,4
a) В две пробирки влейте по 5−7 капель 0,1 н. раствора уксусной кислоты и по одной капле индикатора метилового оранжевого. Индикатор поменял оранжевый цвет на розовый. В одну из пробирок добавьте несколько
кристалликов ацетата натрия и перемешайте. Наблюдайте переход окраски
индикатора от розового до оранжевого.
б) В две пробирки влейте по 5−7 капель 0,1 н. раствора аммиака и по
одной капле индикатора фенолфталеина. Раствор приобретает красную окраску. В одну из пробирок добавьте несколько кристалликов хлорида аммония.
Наблюдайте обесцвечивание раствора.
Пользуясь выражением констант диссоциации для уксусной кислоты
и гидроксида аммония (Кд (CH3COOH) = 1,86·10–5; Кд (NH4OH) = 1,77·10–5),
объясните причину смещения равновесия.
Опыт 4
Определение направления протекания
ионообменных реакций с участием электролитов
В пробирку с 5−7 каплями раствора ацетата натрия добавьте 3-4 капли
серной кислоты (1:1), растворы перемешайте и слегка подогрейте пробирку с
растворами на водяной бане. Определите образование уксусной кислоты по
Химия. Лаб. практикум
-52-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Экспериментальная часть
характерному запаху. Во вторую пробирку внесите 5−7 капель раствора хлорида аммония и 3-4 капли 4 н. раствора щелочи, подогрейте раствор. Выделение аммиака из пробирки определяется по специфическому запаху.
Запишите уравнения реакции в молекулярном и ионном виде.
Сделайте вывод о направлении протекания изученных реакций, используя константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония
(см. прил., табл. 8).
Опыт 5
Получение и растворение осадков малорастворимых электролитов
Малорастворимые осадки выпадают и растворяются при изменении
концентраций ионов, образующих соединение, в соответствии со значением
ПР этих соединений.
В две пробирки налейте по 1-2 мл 0,1 М раствора хлорида кальция
CaCl2 и добавьте по 1-2 мл 0,1 М раствора карбоната натрия Na2CO3. В одну
пробирку добавьте немного соляной кислоты, а в другую – уксусной кислоты. Осадок растворяется в той пробирке, где была добавлена соляная кислота. Объясните результаты опыта, используя значения констант диссоциации
кислот и ПР CaCO3:
Кд (CH3COOH) = 1,86·10–5;
Кд (I) (H2CO3) = 4,3·10–7;
Кд (II) (H2CO3) = 5,6·10–11; ПР = 3,8·10–9.
Напишите уравнения реакций образования и растворения осадка.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Реакция с образованием слабого электролита:
HCl + KOH = H2O + KCl
Р е ш е н и е. Напишем полное ионно-молекулярное уравнение:
H+ + Cl– + K+ + OH– = H2O + K+ + ClВ результате реакции образуется слабый электролит − вода; исключив
ионы натрия и хлора, получим краткое ионное уравнение:
H+ + OH− = H2O
П р и м е р 2. Реакция с образованием газа:
Химия. Лаб. практикум
-53-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Примеры решения типовых задач
CO2↑
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3
H2O
Р е ш е н и е. В результате реакции образуется слабый электролит
H2CO3, распадающийся на CO2 и H2O:
2Na+ + CO
2−
3
+ 2H+ + 2Cl− = 2Na+ + 2Cl− + H2O + CO2↑
СO
2−
3
+ 2H+ = H2O + CO2↑
П р и м е р 3. Реакция растворения осадка:
CaCO3↓ + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
Р е ш е н и е. Сильными электролитами являются соляная кислота,
хлорид кальция, а слабыми − карбонат кальция и вода, причем вода − более
слабый электролит.
Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид
CaCO3↓ + 2H+ + 2Cl– = Сa2+ + 2Cl– + 2H2O
Исключив ионы хлора, получим краткое ионное уравнение:
CaCO3↓ + 2H+ = Ca2+ + 2H2O
Контрольные вопросы и задачи
1. В чем заключается основная причина диссоциации? Как зависит
способность электролитов к диссоциации от вида химической связи?
2. Какие вещества называют электролитами? По какому принципу их
разделяют на сильные и слабые электролиты?
3. Напишите уравнения электролитической диссоциации известных
вам сильных кислот и оснований в воде.
4. Что такое константа диссоциации? Чем она отличается от степени
диссоциации и от чего зависит?
5. При каких условиях обменные реакции протекают до конца? Приведите примеры.
6. Что называется произведением растворимости? Каковы условия образования и растворения осадков?
7. Написать все возможные уравнения электролитической диссоциации угольной и сернистой кислот, гидроксида железа (III) и выразить в общем виде их константы диссоциации.
8. Составьте ионные и молекулярные уравнения следующих реакций:
а) CH3COOH + NaOH = …
б) Zn(OH)2 + HNO3 = …
Химия. Лаб. практикум
-54-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Контрольные вопросы и задачи
в) CuSO4 + H2S = …
г) Fe(OH)3 + KOH = …
д) BaCO3 + HCl = …
Химия. Лаб. практикум
-55-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы
Ознакомление с процессами, происходящими при растворении в воде
различных по составу солей.
Краткие теоретические сведения
Гидролиз солей − это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит. При этом
смещается равновесие электролитической диссоциации воды и, как следствие
этого, меняется pH раствора.
Вода – слабый амфотерный электролит. Молекулы воды могут как отдавать, так и присоединять катионы Н+ (автопротолиз). В результате взаимодействия между молекулами в чистой воде содержатся помимо молекул H2O
гидроксид-ионы ОН− и катионы водорода Н+ (точнее, катионы гидроксония
H3O+): H2O + H2O ' H3O+ + ОН−. Часто это равновесие изображают упрощенным уравнением: H2O ' Н+ + ОН−
Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации:
[H + ] ⋅ [OH − ]
= 1,8·10−16 (при 25 ºС)
K=
[H 2 O]
и ионным произведением воды
Кв = [H+]·[OH–] = К [H2O] = 1,8·10–16 · 55,56 = 10–14 (при 25 ºС)
(с учитом того, что [H2O] = 1000/18 = 55,56 моль/л).
Следовательно, в чистой воде и нейтральных растворах:
[H+] = [OH–] =
K â = 10−14 = 10–7 моль/л.
Содержание катионов водорода и гидроксид-ионов выражается также
через водородный показатель pH – это отрицательный десятичный логарифм
концентрации (активности) ионов водорода в растворе:
pH = − lg[H+]
и гидроксильный показатель:
pОH = − lg[ОH−]; pH + pОH = 14.
Химия. Лаб. практикум
-56-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Краткие теоретические сведения
В чистой воде и нейтральных растворах, когда концентрации ионов
равны, pH = pОH = – lg 10−7 = 7.
При pH < 7 среда раствора называется кислой. В кислых растворах
концентрация катионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов и,
следовательно, больше 10−7 моль/л.
При pH > 7 среда раствора называется щелочной. В щелочных растворах [OH–] > [H+], т. е. больше 10−7 моль/г.
Для точного измерения pH используют специальные приборы –
pH-метры, датчиками в которых служат стеклянные электроды. Для приблизительного определения pH служат кислотно-основные индикаторы – это
вещества, которые изменяют окраску в зависимости от pH раствора. Широкое распространение получили индикаторы, представляющие собой слабые
органические кислоты или основания, ионная и молекулярная формы которых сообщают раствору различную окраску. Например, молекулы индикатора метилового оранжевого окрашивают раствор в красный цвет, а его анион
– в желтый.
Изменение окраски, воспринимаемое глазом, происходит у каждого
индикатора в определенной области pH (так называемый интервал перехода).
Так, лакмус меняет окраску от красной до синей в интервале pH 5,0−8,0; метиловый оранжевый – от желтой до красной при pH 4,4−3,1; фенолфталеин –
от бесцветной до малиновой в интервале pH 8,2−10,0.
Нарушение равновесия диссоциации воды при гидролизе соли происходит вследствие того, что ионы соли связывают один или оба иона воды,
образуя мало диссоциированное соединение. Следовательно, гидролизу подвергаются лишь те соли, в состав которых входят или ионы слабых кислот,
или ионы слабых оснований.
Рассмотрим различные случаи гидролиза.
1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по слабому звену − аниону), рассмотрим на примере цианида
натрия NaCN (NaOH − сильное основание, HCN − слабая кислота):
NaCN → Na+ + CN−
Ионное уравнение гидролиза:
CN− + H+OH− ' HCN + OH−
Запишем уравнение гидролиза в молекулярной форме, добавив противоионы исходной соли – ионы Na+:
NaCN + H+OH− = NaOH + HCN
Гидролиз соли, содержащей многозарядный анион, идет ступенчато,
рассмотрим его на примере карбоната натрия Na2CO3, образованного слабой
двухосновной кислотой H2CO3 и сильным основанием NaOH:
Химия. Лаб. практикум
-57-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Краткие теоретические сведения
2−
CO 3 + H+OH− = HCO −3 + OH−
(I ступень)
Представим в молекулярной форме уравнение гидролиза:
Na2CO3 + H+OH− = NaHCO3 + NaOH
Образование HCO −3 (т. е. кислой соли), а не молекулы H2CO3 объясня-
ется тем, что ион HCO −3 диссоциирует в гораздо меньшей степени, чем молекула H2CO3:
H2CO3 ' H+ + HCO −3
KI = 3 · 10−7
2−
HCO −3 ' H+ + CO 3
K2 = 5 · 10−11
Вторая ступень гидролиза выражена менее сильно, ею часто можно
пренебречь:
NaHCO3 + H+OH− ' H2CO3 + NaOH
(II ступень)
HCO −3 + H+OH− ' H2CO3 + OH–
Таким образом, в результате гидролиза соли, образованной сильным
основанием и слабой кислотой, получаются сильное основание и слабая кислота или кислая соль. Избыточные ионы гидроксид-аниона обуславливают
щелочную реакцию раствора, поэтому его pH > 7.
2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по слабому звену − катиону). В качестве примера возьмем соль
хлорид аммония NH4Cl, которая диссоциирует на ионы NH4+ и Cl−:
NH4Cl ' NH4+ + Cl−
NH4+ – ион взаимодействует с молекулами воды с образованием слабого электролита. Ионное уравнение гидролиза хлорида аммония имеет вид
NH4+ + H+OH− ' NH4OH + H+
Слабо поляризующий ион Cl− в гидролитическое взаимодействие с
молекулами воды практически не вступает. В молекулярной форме уравнение гидролиза хлорида аммония имеет вид:
NH4Cl + H2O ' NH4OH + HCl
Химия. Лаб. практикум
-58-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Краткие теоретические сведения
В случае гидролиза соли, образованной многоосновным слабым основанием и сильной кислотой, получим основную соль. Рассмотрим гидролиз
хлорида алюминия AlCl3:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl−
Al3+ + H+OH− ' AlOH2+ + H+
pH < 7;
AlCl3 + HOH ' AlOHCl2 + HCl
В водном растворе хлорида алюминия только ионы Al3+ и ОН− могут
взаимодействовать с нарушением ионного баланса, поскольку образуют слабые электролиты: AlOH2+, Al(OH)2+, Al(OH)3. AlOH2+ − ионы нарушают диссоциацию воды: НОН ' H+ + OH−. Среда становится кислой из-за накопления ионов H+ в результате гидролиза:
Al3+ + HOH 'AlOH2+ + H+
Избыток ионов Н+, согласно принципу Ле Шателье, смещает диссоциацию воды в сторону образования недиссоциированных молекул воды.
Поэтому процесс гидролиза прекращается с образованием AlOH2+ − ионов
(первая ступень гидролиза) и практически нет Al(OH)2+ − ионов и молекул
Al(OH)3:
AlOH2+ + HOH ' Al(OH)2+ + H+
(II ступень)
Al(OH)2+ + HOH ' Al(OH)3 + H+ (III ступень)
3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой (полный гидролиз и по катиону, и по аниону). Соли этого типа легче других поддаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно оба иона
воды, нарушая равновесие электролитической диссоциации воды и образуя слабые электролиты. Так, в случае гидролиза ацетата аммония в гидролитическое
+
взаимодействие с водой вступают как катион NH 4 , так и анион CH3COO−. Реакция среды в результате гидролиза определяется силой слабой кислоты и слабого основания и может быть нейтральной:
+
CH3COONH4 ' CH3COO– + NH 4
+
CH3COO− + NH 4 + HOH ' CH3COOH + NH4OH
Химия. Лаб. практикум
-59-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Краткие теоретические сведения
Гидролиз соли, состоящей из многозарядных катиона аниона, рассмотрим на примере сульфида алюминия Al2S3:
Al2S3 → 2Al3+ + 3S2−
Al3+ + HOH = AlOH2+ + H+
S2− + HOH = HS− + OH−
Образующиеся при гидролизе ионы Н+ и ОН− нейтрализуются, что
способствует дальнейшему гидролизу до выпадения осадка нерастворимого
гидроксида алюминия и образования слабой кислоты:
2Al3+ + 3S2− + 6HOH → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
В данном случае процесс необратим, потому что продукты гидролиза
выпадают в осадок и улетучиваются в виде газа. Водные растворы таких солей приготовить невозможно.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой:
NaCl, KNO3, CaSO4, гидролизу не подвергаются. Например, хлорид натрия
NaCl диссоциирует на слабо поляризующие ионы Na+ и Cl−, которые в гидролитическое взаимодействие с водой не вступают.
Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза и константа гидролиза.
Степень гидролиза αг определяется отношением числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул:
αг =
Число гидролизованных молекул
.
Общее число молекул
Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах.
Степень гидролиза αг зависит от природы соли, концентрации раствора и температуры. Если необходимо увеличить степень гидролиза, то следует
добавить воды и повысить температуру.
Константа гидролиза Кг. Гидролиз солей − процесс обратимый, поэтому к реакции гидролиза применим закон действующих масс.
Гидролиз по катиону в общем виде можно записать уравнением
Kn+ + HOH ' KOH(n-1)+ + H+
Напишем константу равновесия данной обратимой реакции, используя закон действующих масс:
Химия. Лаб. практикум
-60-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Краткие теоретические сведения
Кр =
[KOH
[K
(n - 1)+
n+
+
] ⋅ [H ]
] ⋅ [HOH]
.
Величина [HOH] ~ const, внесем ее в константу химического равновесия Кр и обозначим Кг:
Кр · [HOH] = Кг =
[KOH
(n −1)+
[K
n+
+
] ⋅ [H ]
]
.
Кг определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Определение реакции среды различных солей
с помощью универсального индикатора
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН в
1 н. растворах следующих солей: KCl, Na2CO3, Al2(SO4)3, (NH4)2CO3,
CH3COONa и сравните с рН дистиллированной воды. Свои наблюдения и
выводы запишите в табл. 6.1.
Таблица 6.1
Номер п/п
1
...
5
Испытуемая соль
Реакция среды
рН раствора
Какие соли подвергаются гидролизу? Напишите уравнения гидролиза
в молекулярной и ионной форме. Почему при гидролизе карбоната натрия не
выделяется углекислый газ? Объясните, чем обусловлена реакция среды в
каждом случае.
Опыт 2
Влияние температуры на степень гидролиза
А. Налейте в пробирку 2-3 мл 1 н. раствора ацетата натрия и 2−3 капли фенолфталеина. Нагрейте раствор почти до кипения и наблюдайте появление розовой окраски. Охладите пробирку под краном и наблюдайте
уменьшение интенсивности окрашивания. Объясните изменение интенсивности окраски раствора с изменением температуры.
Б. В пробирку внесите 7-8 капель сульфата алюминия и столько же ацетата натрия, нагрейте на водяной бане до кипения. Объясните появление осадка.
Химия. Лаб. практикум
-61-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Экспериментальная часть
Опыт 3
Влияние разбавления раствора на степень гидролиза
Внесите в пробирку 2-3 кристаллика хлорида олова (II) и добавьте по
каплям воду до выпадения осадка SnOHCl. При подкислении концентрированной соляной кислотой осадок растворяется. Напишите уравнения в молекулярной и ионной форме. Объясните влияние разбавления раствора и добавления соляной кислоты.
Опыт 4
Влияние силы кислоты и основания, образующих соль,
на степень ее гидролиза
Налейте в пробирки по 1-2 мл 1 н. растворов сульфита и карбоната натрия. В каждую пробирку добавьте по одной капле фенолфталеина. Почему
окраска фенолфталеина в этих растворах различна? Объясните наблюдаемое
явление, сравнив константы диссоциации угольной (К1 = 4,3·10−7; К2 = 5,6·10−11)
и сернистой (К1 = 1,7·10−2, К2 = 6,8·10−8) кислот. Напишите уравнение гидролиза сульфита натрия.
Опыт 5
Полный (необратимый) гидролиз
Внесите в пробирку 6−8 капель сульфата алюминия и столько же карбоната натрия. Отметьте выделение углекислого газа и выпадение осадка
гидроксида алюминия.
Почему не получилось карбоната алюминия? Какие соли подверглись
полному гидролизу?
Контрольные вопросы и задачи
1. Что такое гидролиз? Какие вещества образуются в результате гидролиза? Приведите примеры.
2. Какие соли подвергаются гидролизу? Чем это объясняется?
3. Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу?
Химия. Лаб. практикум
-62-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Контрольные вопросы и задачи
4. Какие соли гидролизуются с образованием кислых солей или слабо
диссоциирующих кислот? Приведите примеры.
5. Какие соли гидролизуются с образованием основных солей или
слабых оснований? Приведите пример.
6. Какие соли гидролизуются полностью? Почему? Приведите пример.
7. Почему в результате гидролиза изменяются кислотно-основные
свойства среды? Как ее можно определить?
8. Что такое степень гидролиза? Как на нее влияют температура и
концентрация раствора?
9. Напишите ионные и молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза сульфата двухвалентного железа и сульфида натрия. Какая будет реакция среды этих солей в результате гидролиза?
10. Напишите молекулярные и ионные уравнения первой ступени
гидролиза нитрата трехвалентного железа и фосфата натрия, определите реакцию среды.
11. Какую реакцию должны показывать водные растворы нитрата аммония, нитрата калия, цианида калия, цианида аммония, ацетата аммония?
Ответ мотивируйте и напишите соответствующие уравнения реакций в ионном виде.
12. Как отразится на равновесии гидролиза цианида натрия прибавление щелочи, кислоты или хлорида аммония?
Химия. Лаб. практикум
-63-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ,
НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы
Знакомство с основными термодинамическими функциями состояния
системы, основными началами термодинамики, с термодинамическими расчетами.
Краткие теоретические сведения
Выделение или поглощение энергии в ходе реакции зависит от соотношения количества энергии, затраченной на разрыв химических связей в
исходных веществах и энергии, выделяющейся при образовании новых химических связей в продуктах реакции. Изучением превращения энергии в
химических реакциях и способностью химических систем совершать полезную работу занимается термохимия.
Системой называется тело или группа тел, отделенных от окружающей среды воображаемой или реальной границей раздела. В зависимости от
способности системы к обмену энергией и веществом с окружающей средой,
различают три типа систем. В изолированной системе отсутствует обмен
энергией и веществом. В открытой системе возможен обмен и энергией и
веществом. В закрытой системе возможен обмен энергией и невозможен обмен веществом.
Изменение свойств системы определяется термодинамическими параметрами – давлением, концентрацией, температурой, объемом и др. и характеристическими функциями состояния – внутренней энергией U, энтальпией H,
энтропией S и энергией Гиббса G. Характеристические функции состояния
зависят только от начального и конечного состояния системы, но не от пути
и способа, которым это состояние достигнуто.
Энергетический эффект химической реакции возникает за счет изменения в системе внутренней энергии U. Внутренняя энергия U – это общий
запас энергии системы, слагающийся из кинетической энергии движения составляющих ее частиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.) и потенциальной энергии их взаимодействия.
Известны две формы передачи энергии от одной системы к другой.
Упорядоченную форму передачи энергии называют работой А, неупорядоченную – теплотой Q. Количество работы, которое можно получить от системы в самых благоприятных условиях протекания процесса, ограничено, в
то время как ограничений по количеству теплоты в пределах общей суммы
энергообмена не существует.
Обычно в ходе химической реакции теплота или поглощается, при
этом внутренняя энергия системы возрастает (ΔU > 0, эндотермические реак-
Химия. Лаб. практикум
-64-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Краткие теоретические сведения
ции) или выделяется в окружающую среду, в этих случаях внутренняя энергия системы уменьшается (ΔU < 0, экзотермические реакции).
В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии − запас
внутренней энергии системы остается постоянным, если отсутствует тепловой обмен с окружающей средой (первый закон термодинамики). Для закрытых систем уравнение первого закона термодинамики имеет следующий
вид:
Q = ΔU + А.
Химические реакции обычно протекают при постоянном давлении
(например, в открытой колбе) или при постоянном объеме (например, в автоклаве), т. е. являются, соответственно, изобарными или изохорными процессами.
В изохорном процессе (V = const) поглощенная системой теплота идет
полностью на увеличение запаса внутренней энергии, поскольку работа расширения при постоянном объеме равна нулю:
А = Р ⋅ ΔV = 0;
Qv = ΔU.
В изобарном процессе (Р = const) совершается работа против внешнего (атмосферного) давления. Теплота, поглощенная в ходе реакции (Qp), расходуется на увеличение внутренней энергии ΔU и совершение работы:
А = Р ⋅ ΔV, Qp = ΔU + Р ⋅ ΔV
или
Qp = (U2 − U1) + Р (V2 − V1).
Раскроем скобки и сгруппируем члены с одинаковыми индексами:
Qp = (U2 + РV2) − (U1 + РV1).
Сумму U + РV называют энтальпией системы и обозначают буквой H.
Энтальпия (теплосодержание системы) является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании или нагреве:
H = U + РV.
Следовательно, Qp = H2 − H1 = ΔH, т. е. теплота, поглощенная системой
при постоянном давлении, расходуется на приращение энтальпии системы.
При эндотермических реакциях энтальпия системы увеличивается и
ΔH > 0 (H2 > H1), а при экзотермических реакциях энтальпия системы
уменьшается и ΔH < 0 (H2 < H1).
Химия. Лаб. практикум
-65-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Краткие теоретические сведения
Таким образом, в изохорном процессе тепловой эффект реакции равен
изменению внутренней энергии системы, а в изобарном процессе − изменению энтальпии системы. В термохимии принято, что в том случае, когда в
результате реакции теплота выделяется, ΔQ > 0, т. е.
Qv = − ΔU;
Qp = − ΔH.
Для того чтобы можно было сравнивать тепловые эффекты различных
процессов, расчеты обычно относят к 1 молю вещества и условиям, принятым за стандартные: давление 101,3 кПа (1 атм.) и любая температура, чаще
всего, 298 К (25 °С). Стандартные энергетические эффекты принято обозначать ΔH°298, ΔU°298 (кратко ΔH°, ΔU°).
В термохимических расчетах используют термохимические уравнения. В них указывают тепловой эффект реакции, а также фазовое состояние и
полиморфную модификацию компонентов реакции: г − газовое, ж − жидкое,
к − кристаллическое, т − твердое, р − растворенное и др. Термохимическое
уравнение горения ромбической серы в стандартных условиях имеет вид
S(ромб) + O2(г) = SO2(г),
ΔHо298 = − 296,9 кДж.
Термохимические расчеты проводят, используя стандартные энтальпии (теплоты) образования веществ. Стандартная энтальпия образования
ΔHообр − это тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии. Из определения следует, что стандартные энтальпии образования простых веществ,
устойчивых в стандартных условиях (газообразные кислород, водород,
жидкий бром, ромбическая сера, графит и др.), приняты равными нулю. Тепловой эффект приведенной выше реакции является энтальпией образования SO2; ΔHо(SO2) = − 296,9 кДж/моль. Стандартные энтальпии образования
некоторых веществ приведены в табл. 3 приложения.
В основе термохимических расчетов лежит закон Г. И. Гесса (1840):
тепловой эффект реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит
лишь от природы и физического состояния реагентов и продуктов реакции.
Для расчета тепловых эффектов химических реакций используют следствие
из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования
исходных веществ с учетом числа молей участвующих в реакции веществ,
т. е.
ΔHoх.р = ΣΔHoобр (продуктов) − ΣΔHoобр (исходных веществ).
Реакцию, идущую без воздействия внешних факторов, называют самопроизвольной. Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов: 1) тен-
Химия. Лаб. практикум
-66-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Краткие теоретические сведения
денцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией;
2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т. е. состояния
наибольшего беспорядка.
Мерой первой из этих тенденций для изобарных процессов служит
уменьшение энтальпии системы (ΔH < 0). Еще в прошлом веке Бертло и Томсен утверждали, что самопроизвольно могут протекать экзотермические реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, т. е. уменьшением
энтальпии. Однако некоторые самопроизвольные процессы являются эндотермическими. Например, растворение солей в воде, плавление льда, испарение воды.
Следовательно, уменьшение энтальпии – не единственный фактор,
определяющий возможность протекания реакции. Все приведенные выше
самопроизвольные процессы сопровождаются переходом из упорядоченного
состояния частиц в менее упорядоченное. Степень беспорядка, или неупорядоченности, в системе характеризуется функцией состояния системы, называемой энтропией. Энтропия является мерой вероятности состояния системы, ее величина пропорциональна логарифму термодинамической вероятности:
S = k lnW,
где k = R/NA = 1,38 ⋅ 10–23 Дж/К; W − термодинамическая вероятность состояния системы, т. е. число равновероятных микросостояний, отвечающих
данному макросостоянию. Макросостояние характеризуется определенными
значениями параметров системы (температуры, давления, объема и т. д.);
микросостояние характеризуется определенным состоянием каждой частицы,
входящей в состав системы. Энтропия имеет размерность энергии, деленной
на температуру, обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и
выражают в Дж/моль ⋅ К.
В изолированной системе самопроизвольно протекают только те
процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии – это одна из
формулировок второго начала термодинамики, определяющего направление
самопроизвольного протекания процесса.
Энтропия возрастает при плавлении, растворении, кипении, диссоциации молекул и т. п. Процессы, в результате которых упорядоченность
системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа
частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.
Рассчитывают изменение стандартной энтропии по уравнению
ΔSoх.р = ΣSoобр (продуктов) − ΣSoобр (исходных веществ).
Оба фактора − изменения энтальпии и энтропии – важны в оценке
возможности совершения физического и химического превращения. Эти две
величины объединены в уравнение
ΔG = ΔH − T ⋅ ΔS,
Химия. Лаб. практикум
-67-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Краткие теоретические сведения
где ΔG − энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал).
Энергию Гиббса образования относят к 1 молю вещества и обычно
выражают в кДж/моль; при этом ΔG0 образования простого вещества приравнивают нулю. Изменение свободной энергии равно полезной максимальной работе, которую совершает система в изобарно-изотермическом процессе.
Все самопроизвольные физические и химические превращения идут в
направлении уменьшения энергии Гиббса. Они могут сопровождаться увеличением или уменьшением энтальпии и энтропии, но энергия Гиббса при этом
всегда уменьшается. Реакции, в которых ΔG < 0, идут самопроизвольно в
прямом направлении. Если ΔG > 0, то самопроизвольно протекает обратная
реакция, а при значении ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия.
Для нахождения изменения стандартной энергии Гиббса в реакции
должны быть известны изменения стандартных энтальпии и энтропии, а также температура:
ΔG0х.р = ΔH0х.р − T ⋅ ΔS0х.р.
Как и в случае с ΔHх.р и ΔSх.р, изменение стандартной энергии Гиббса
химической реакции можно рассчитать по уравнению
ΔG0х.р = ΣΔG0обр(продуктов) − ΣΔG0обр(исходных веществ).
Экспериментальная часть
Опыт 1
Определение теплового эффекта реакции нейтрализации
Реакция между растворами сильной кислоты и сильного основания,
например,
HCl(р) + NaOH(р) = NaCl(р) + H2O(ж)
после сокращения ионов натрия и хлора может быть представлена в
виде краткого ионного уравнения, составляющего суть процесса:
H(р)+ + OH−(р) = H2O(ж)
ΔH < 0
Определение теплоты нейтрализации проводят в калориметрической
установке (рис. 7.1).
Химия. Лаб. практикум
-68-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Экспериментальная часть
Рис. 7.1. Калориметрическая установка: 1 −
сосуд Дьюара емкостью 250−300 мл; 2 −
крышка сосуда с отверстиями; 3 − термометр с делениями до десятых долей градуса; 4 − небольшая воронка с широким тубусом;
5 − вертикальная мешалка
В калориметрический сосуд налейте 25 мл 1 М раствора гидроксида
калия или натрия. Опустите в раствор (не касаясь дна сосуда) термометр и
измерьте температуру раствора с точностью до 0,1 °С.
В стакан налейте 25 мл 1 М раствора хлороводородной кислоты и измерьте ее температуру (при хранении растворов щелочи и кислоты в одном
помещении их температуры одинаковы). Быстро, но осторожно вылейте раствор хлороводородной кислоты через стеклянную воронку в сосуд со щелочью и, перемешивая раствор мешалкой, наблюдайте за повышением температуры. Измерьте максимальную температуру раствора с точностью до 0,1 °С.
Определите количество теплоты, кДж, выделившейся при нейтрализации 25 мл
1 М раствора HCI щелочью по формуле: Q = m·С·Δt. Массу кислоты и щелочи рассчитайте как произведение объема раствора на плотность, а теплоемкость приравняйте к теплоемкости воды, т. е. 4,184 Дж/г ⋅ град:
Q = (mHCl + mNaOH) ⋅ 4,184 ⋅ Δt, Дж.
Сделайте перерасчет теплового эффекта на один моль кислоты, учитывая, что 25 мл 1 М раствора хлороводородной кислоты содержат 0,025 моля HCl, т. е. найдите ΔHoх.р = − Q х.р.
По закону Гесса рассчитайте теоретическое значение теплового эффекта реакции нейтрализации (см. табл. 1 прил.):
ΔHoх.р = ΣΔHoобр (продуктов) − ΣΔHoобр (исходных веществ),
ΔHoх.р = ΔH OH O − (ΔHoH+ + ΔHoOH−).
2
Определите относительную ошибку опыта Х в процентах по формуле
Х=
ΔH õ.ð(ýêñï ) − ΔÍ
Химия. Лаб. практикум
ΔÍ
õ.ð(òåî ð)
⋅100, %.
õ.ð(òåî ð)
-69-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Экспериментальная часть
Опыт 2
Влияние температуры на направления химической реакции
Рассмотрим реакцию образования димера диоксида азота из диоксида
2NO2
Красно-бурый газ
'
N2O4
Бесцветный газ
Рассчитайте изменение стандартной энтальпии реакции:
ΔHoх.р = ΣΔHoобр (продуктов) − ΣΔHoобр (исходных веществ).
Ориентируясь на знак и величину ΔН реакции, предскажите вероятное
направление вышеуказанной реакции (в прямом или обратном направлениях).
Рассчитайте изменение стандартной энтропии в реакции 2NO2'N2O4:
ΔSoх.р = ΣSoобр (продуктов) − ΣSoобр (исходных веществ).
Ориентируясь на знак и величину ΔS0х.р, предскажите вероятное направление самопроизвольного течения реакции в сторону образования N2O4
или NO2.
Чтобы учесть влияние обоих факторов (ΔH и ΔS) на направление реакции 2NO2 = N2O4, вычислите изменение свободной энергии Гиббса (ΔGх.р)
по уравнению
ΔGх.р = ΔHх.р − Т ⋅ ΔSх.р.
По величине и знаку ΔG реакции предскажите состояние газовой смеси (смещение равновесия в сторону образования NO2 или N2O4).
Как нужно изменить температуру (понизить или повысить), чтобы
увеличить выход NO2, N2O4?
Подтвердите теоретические расчеты экспериментальными данными.
Поместите сосуд с газовой смесью (NO2 + N2O4) в тающий лед (рис. 7.2). Отметьте изменение окраски, смещение равновесия в сторону образования N2O4 −
бесцветного газа. Затем опустите этот сосуд с газовой смесью в кипящую воду. Отметьте изменение окраски: усиление красно-бурой окраски.
Рассчитайте температуру, при которой наступает химическое равновесие. По результатам расчетов составьте таблицу по форме табл. 7.1. В последней графе стрелкой покажите смещение равновесия реакции при изменении температуры.
Химия. Лаб. практикум
-70-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Экспериментальная часть
Рис. 7.2. Установка для определения направления химической
реакции: 1 − сосуд с газовой смесью (NO2 + N2O4); 2 − стакан со льдом; 3 − стакан с кипящей водой
Таблица 7.1
Т, oC
Т, К
ΔHх.р, кДж
ΔSх.р, Дж/К
ΔGх.р, кДж
Направление
реакции
25
0
100
Опыт 3
Определение направления окислительно-восстановительной
реакции восстановления ионов меди железом
Возьмите два стакана объемом 250−500 мл. В один стакан налейте
раствор сульфата меди (II), в другой − раствор сульфата железа (II). Опустите
в стакан с раствором CuSO4 железную пластину на 5−10 с (перед опытом
тщательно вычистите пластину наждачной бумагой). В другой стакан с раствором FeSO4 опустите медную пластину. В каком стакане произошла реакция (наблюдайте изменение поверхности пластины)? Проведите термодинамические расчеты, подтверждающие возможность взаимодействия по
уравнению
Fe + СuSO4 = FeSO4 + Сu
и опровергающие возможность реакции по уравнению
Cu + FeSO4 = CuSO4 + Fe
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Вычислите теплоту образования оксида железа, исходя
из уравнения
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
Химия. Лаб. практикум
ΔHо = −3326 кДж.
-71-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Примеры решения типовых задач
Энтальпия образования оксида алюминия равна 1669 кДж/моль.
Р е ш е н и е. В основе термохимических расчетов лежит следствие из
закона Гесса:
ΔHох.р = Σn ⋅ ΔHопродуктов − Σn ⋅ ΔHоисходных в-в.
Распишем тепловой эффект реакции восстановления железа, используя это следствие:
ΔH0х.р = (9 ⋅ ΔH0(Fe) + 4 ⋅ ΔHо(Al2O3) − (8 ⋅ ΔH0(Al) + 3 ⋅ ΔH0(Fe3O4).
Поскольку энтальпии образования простых веществ равны нулю, а
тепловой эффект реакции и энтальпия образования оксида алюминия даны в
условии задачи, то можно рассчитать энтальпию образования оксида железа:
−3326 = [9 ⋅ 0 + 4 ⋅ (−1669)] − (2 ⋅ 0 + 3ΔH0(Fe3O4),
ΔH0(Fe3O4) =
4 ⋅ (−1669) +3326
= −1116,7 кДж/моль.
3
П р и м е р 2. Вычислите изменение энтропии в реакции горения этана:
C2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г)
Р е ш е н и е. Термодинамическая функция энтропия S характеризует
возможные состояния вещества и их непрерывные изменения. Чем больше
таких изменений, тем больше беспорядок в системе, количественной характеристикой которого и служит энтропия.
Энтропия, как и энтальпия, является функцией состояния, т. е. подчиняется закону Гесса и следствию из него:
ΔS0х.р = ΣnS0продуктов − Σ nS0исходных в-в.
По условию задачи нужно вычислить ΔS0 реакции горения этана. Для
этого из таблицы выпишем энтропии образования веществ и подставим их в
уравнение:
Вещество
S0, Дж/моль ⋅ К
C2H4 (г)
219,45
O2 (г)
205,03
CO2 (г)
213,65
H2O (г)
188,72
ΔS0х.р = [2S0(H2O) + 2S0(CO2)] − [S0(C2H4) + 3S0(O2)] =
= (2 ⋅ 188,72 + 2 ⋅ 213,65) − (219,45 + 3 ⋅ 205,03) = −29,80 Дж/K.
П р и м е р 3. Возможна ли в стандартных условиях реакция
Химия. Лаб. практикум
-72-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Примеры решения типовых задач
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2?
Р е ш е н и е. Для реакций, протекающих при постоянном давлении и
температуре, введена термодинамическая функция ΔG − энергия Гиббса
(изобарно-изотермический потенциал), определяющая влияние энтальпии и
энтропии на ход реакции. Энергия Гиббса является функцией состояния системы, расчет ее ведут по формуле
ΔG0х.р = ΔH0х.р.− T ΔS0х.р.
По знаку и величине энергии Гиббса можно судить о направлении реакции. Если ΔG0 < 0, возможно самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении.
Чтобы ответить на вопрос, поставленный в условии задачи, необходимо рассчитать энергию Гиббса реакции горения хлороводорода. Выпишем
из справочных таблиц необходимые данные:
Вещество
ΔH0, кДж/моль
S0, Дж/моль ⋅ К
HCl (г)
−92,31
−186,68
O2 (г)
0
205,03
Cl2 (г)
0
222,95
H2O (г)
−241,83
188,72
ΔH0х.р = [2ΔH0(H2O) + 2ΔH0(Cl2)] − [4ΔH0(HCl) + ΔH0(O2 )] =
= [(2 ⋅ (−241,83) + 2 ⋅ 0] − [4 ⋅ (−92,31) + 0] = −112 кДж;
ΔS0х.р = [2S0(H2O) + 2S0(Cl2)] − [4S0(HCl) + 3S0(O2)] =
= (2 ⋅ 188,72 + 2 ⋅ 222,95) − (4 ⋅ 186,68 + 205,03) = −130 Дж/K = −0,13 кДж/К;
ΔG0х.р = ΔH0х.р − TΔS0х.р;
ΔG0х.р = (−112) − 298 ⋅ (−0,13) = −73,36 кДж.
Энергия Гиббса химической реакции меньше нуля, следовательно, в
стандартных условиях эта реакция возможна.
П р и м е р 4. При какой температуре наступит равновесие в системе
BaO(кр) + 0,5 O2(Г) ' BaO2(кр)
если
ΔH0х.р = −81,51 кДж, а ΔS0х.р = −0,11 кДж/К?
Р е ш е н и е. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю,
ΔG = ΔH − TΔS, если ΔG = 0, то ΔH = TΔS. Из этого равенства можно рассчитать температуру, при которой наступит равновесие в системе:
Тр = ΔH0/ΔS0;
Tр = –85,61/–0,11 = 731,9 К или 458,9 °С.
Химия. Лаб. практикум
-73-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Контрольные вопросы и задачи
1. Какие из следующих термодинамических функций относятся к
функциям состояния системы: теплота, энтальпия, энтропия, работа расширения газа, свободная энергия Гиббса?
2. Какой смысл имеют знаки «плюс» или «минус» перед термодинамическими функциями: энтальпией, теплотой, работой, энтропией?
3. Опишите способ определения стандартной энтальпии нейтрализации
сильной кислоты сильным основанием. Объясните, почему результаты нейтрализации гидроксида натрия азотной, хлороводородной и серной кислотами
одинаковы, но отличаются от результатов нейтрализации уксусной кислотой?
4. Сформулируйте первый закон термодинамики. Изменение теплоты
реакции можно выразить через величины ΔH и ΔU. В чем различие между
ними? Напишите уравнение связи ΔH и ΔU.
5. Величину ΔH или ΔU целесообразнее использовать при изучении
химических реакций. Почему?
6. Сформулируйте закон Гесса, следствие из закона Гесса.
7. При образовании 1 моля газообразного HF выделилось 270,7 кДж
теплоты. Чему равна стандартная энтальпия образования фтороводорода?
8. Вычислите изменение стандартной энтальпии при 298 К следующих реакций:
а) C2H6(г) + 3,5 O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж)
б) C2H5OH(ж) + 3O2(г) + 2CO2(г) + 3H2O(ж)
9. В смеси, состоящей из 22,4 л фтора и 44,8 л водорода, произошла
реакция. Определите изменение стандартной энтальпии реакции.
10. Найдите знак изменения энтропии в следующих процессах:
а) сгорание водорода;
б) конденсация водяного пара;
в) разложение воды на водород и кислород;
г) испарение ацетона;
д) замерзание воды;
е) растворение хлорида калия в воде;
и знак изменения энтропии в следующих реакциях:
а) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(тв)
б) COCl2(г) = CO(г) + Cl2(г)
Химия. Лаб. практикум
-74-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7.ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ, НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Контрольные вопросы и задачи
в) PCl3(г) + Cl2(г) = PCl5(г)
г) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
11. Растворение гидроксида натрия в воде сопровождается увеличением температуры, при растворении же нитрата аммония температура уменьшается. В чем дело?
12. Для каких условий справедливо соотношение ΔH = Т ⋅ ΔS? При каких условиях это не так?
13. Вычислите стандартную энтропию испарения воды при условии,
что ΔНисп. = 41,0 кДж/моль.
14. Возможна ли при комнатной температуре (298 К) реакция
Н2(г) + Cl2(г)= 2HCl(г), если ΔНх.р= − 185 кДж/моль и ΔSх.р= 20 Дж/(моль⋅К).
15. Вычислите величину изменения стандартной энергии Гиббса и определите возможность протекания реакции Fe2O3(тв) + H2(г) = 2Fe(тв) + 3Н2О(г)
при температурах 300 и 800 К.
16. Изменением какой термодинамической функции определяется
возможность самопроизвольного протекания процесса:
а) при постоянном давлении и температуре;
б) в изолированной системе?
17. Сформулируйте условия самопроизвольного протекания реакций,
сопровождающихся:
а) увеличением энтропии и энтальпии;
б) уменьшением энтальпии и энтропии;
в) увеличением энтропии и уменьшением энтальпии;
г) уменьшением энтропии и увеличением энтальпии.
Химия. Лаб. практикум
-75-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ
КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Цель работы
Знакомство с закономерностями протекания химических реакций,
факторами, влияющими на скорость реакции и на химическое равновесие.
Краткие теоретические сведения
Раздел химии, посвященный изучению скорости химических реакций,
механизмов их протекания и факторов, влияющих на скорость реакции, называется химической кинетикой.
Скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующих веществ в единицу времени в единице реакционного пространства.
Реакция, протекающая в одной фазе, называется гомогенной, а реакция, протекающая на границе раздела фаз – гетерогенной. Реакционным пространством гомогенных реакций является объем, заполненный реагентами. В
этом случае при неизменном объеме системы скорость гомогенной реакции
равна изменению концентрации исходных веществ или продуктов реакции в
единицу времени:
V=±
ΔC
– средняя скорость реакции,
Δτ
V=±
dC
– истинная (мгновенная) скорость реакции,
dτ
где C − концентрация вещества, моль/л; ΔС − изменение концентрации веществ, моль/л; τ − промежуток времени, с; dC − бесконечно малое изменение
концентрации; dτ − бесконечно малый промежуток времени.
Знак плюс в уравнении скорости необходим в том случае, когда
С − концентрация продуктов реакции (dС/dτ > 0 и V > 0), и минус, когда скорость определяется по изменению концентрации исходных веществ (dC/dτ <
0 и V > 0). При таком выборе знаков скорость реакции – величина всегда положительная.
Скорость реакции зависит от природы и концентрации реагирующих
веществ, температуры, присутствия катализатора и других факторов.
При протекании химической реакции необходимым (но недостаточным) условием взаимодействия веществ является столкновение частиц между собой. Число таких столкновений в единицу времени будет пропорционально количеству реагентов, т. е. их концентрации.
Химия. Лаб. практикум
-76-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Краткие теоретические сведения
Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действия масс (1864-1867гг. Гульдберг и Вааге):
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению
концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Так, для гомогенной реакции (реагенты находятся в одной фазе)
2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)
V1 = k1 [SO2]2 ⋅[O2] − скорость прямой реакции,
V2 = k2 [SO3]2 − скорость обратной реакции,
где k1, k2 − константы скорости реакции, равные скорости реакции при концентрации веществ 1 моль. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, способа выражения концентрации, но не зависит от величины концентрации реагирующих веществ.
Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз, и их скорость
зависит от величины этой поверхности S. Например, скорость гетерогенной
реакции с участием твердого вещества и реагента, находящегося в газообразном состоянии или в растворе, описывается уравнением
V = kC/S,
где С – концентрация реагента.
Таким образом, первой особенностью гетерогенных реакций является
влияние на скорость процессов площади реакционной поверхности.
Если реакция идет на поверхности твердого вещества, то понятие
«концентрация твердого вещества» в данном случае не имеет физического
смысла. Конечно же, скорость реакции зависит от степени дисперсности
(раздробленности) этого вещества, но это не находит отражения в законе
действующих масс. Отсюда следует вторая особенность гетерогенных реакций, которая заключается в том, что концентрации твердых веществ не
включаются в кинетические уравнения, так как они постоянны, например:
СаО(к) +СО2(г) = СаСО3(к)
V=
kCSO2
S
.
Обычно при записи кинетического уравнения символ S для простоты
опускают.
Скорость химической реакции с ростом температуры почти всегда
увеличивается. При небольшом изменении температуры в первом приближении соблюдается правило Вант-Гоффа.
Химия. Лаб. практикум
-77-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Краткие теоретические сведения
При повышении температуры на каждые десять градусов скорость
реакции возрастает примерно в 2−4 раза:
VT = VT
2
1
⎛ T2 −T 1 ⎞
⎜
⎟
⋅ γ ⎝ 10 ⎠
,
где Т1, Т2 − начальная и конечная температура; γ − температурный коэффициент, принимающий значения от 2 до 4.
В широком интервале температур достаточно точным является уравнение Аррениуса
К=
− Ea
A ⋅ e RT
или в логарифмической форме
lnК = lnА –
Ea
,
RT
где К − константа скорости; A − предэкспоненциальный множитель;
е − основание натурального логарифма; Т − температура; Еа − энергия активации (минимальная энергия, по сравнению со средней, которую надо сообщить молекулам, чтобы они стали активными); R − универсальная газовая
постоянная, равная 8,31 Дж/(моль⋅К).
Сильную зависимость скорости химической реакции от температуры
нельзя объяснить просто увеличением числа столкновений молекул между
собой с ростом температуры. Причина заключается в резком возрастании с
ростом температуры числа «успешных столкновений», т. е. столкновений,
которые заканчиваются образованием продуктов реакции. При повышении
температуры существенно увеличивается доля молекул с энергией выше, чем
энергия активации реакции Еа (активные молекулы), это приводит к существенному увеличению скорости реакции. Еа входит в уравнение Аррениуса в
качестве показателя степени, поэтому даже небольшое уменьшение энергии
активации приводит к значительному возрастанию скорости реакции.
Катализатор − это вещество, изменяющее скорость реакции, но не
расходующееся при этом. Катализ – явление изменения скорости реакции в
присутствии катализаторов. Если компоненты реакции и катализатор находятся в одной фазе, катализ называется гомогенным, если в разных фазах –
гетерогенным.
Главная причина ускоряющего действия катализатора состоит в том,
что он снижает энергию активации реакции за счет образования промежуточных соединений в гомогенных реакциях. При снижении активационного
барьера реакции возрастает число активных молекул.
Химия. Лаб. практикум
-78-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Краткие теоретические сведения
Для гетерогенного катализа с участием твердых катализаторов существует адсорбционная теория. На поверхности катализатора имеются активные центры, атомы которых обладают ненасыщенными валентностями, благодаря которым образуются неустойчивые поверхностные промежуточные
соединения с веществом жидкой или газообразной фазы.
Под химическим равновесием понимают такое состояние обратимой
реакции, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой (V1 = V2 – кинетическое условие химического равновесия). Для обратимой реакции
H2(г) + I2(г) ' 2HI(г)
в состоянии равновесия выполняется соотношение
k 1 [H 2 ][I 2 ] = k 2 [HI]2 ,
k1
[HI]2
Kp =
=
,
k 2 [H 2 ] ⋅ [I 2 ]
где [Н2], [I2], [HI] − концентрации веществ в момент равновесия; Кр − константа химического равновесия. Она зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. Химическое равновесие неизменно
при постоянстве внешних условий (С, Т, Р). Изменение этих условий приводит к нарушению равновесия. Но через некоторое время снова наступает равенство скоростей прямой и обратной реакций и устанавливается новое состояние равновесия. Значение константы равновесия при этом остается неизменным. Переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением равновесия.
Направление смещения равновесия в зависимости от изменения концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле Шателье:
Если изменить одно из условий, определяющих положение равновесия
(давлениеш концентрацию, температуру), то в системе усиливаются те
процессы, которые ослабляют произведенные изменения.
В соответствии с принципом Ле Шателье нагревание смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла; при повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, сопровождающейся уменьшением объема системы; увеличение концентрации исходного вещества
смещает равновесие в сторону прямой реакции, увеличение концентрации
продукта реакции − в обратном направлении.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Зависимость скорости реакции от концентрации
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ удобно исследовать на примере взаимодействия тиосульфата натрия с
серной кислотой, идущего по реакции
Химия. Лаб. практикум
-79-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Экспериментальная часть
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O + S↓
Образующаяся в результате окислительно-восстановительного процесса сера вызывает помутнение раствора. Однако помутнение становится
заметным после того, как концентрация серы достигнет определенной величины. Время τ от начала реакции (началом реакции считается момент сливания растворов) до заметного помутнения раствора зависит от скорости реакции V. Это дает возможность судить об относительной скорости реакции:
чем больше скорость, тем меньше время.
Приготовьте три раствора различной концентрации. Для этого возьмите три сухие пробирки, внесите в первую 4 капли 1 н. раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую 8 капель 1 н. раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью 12 капель 1 н. раствора тиосульфата натрия.
Первую и вторую пробирку осторожно встряхните.
Добавьте в первую пробирку одну каплю 0,5 н. раствора серной кислоты, одновременно включите секундомер. Измерьте время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметного помутнения. То же
проделайте со второй и третьей пробирками.
Таблица 8.1
Количество капель
Na2S2O3
H2O
H2SO4
4
8
12
8
4
–
1
1
1
Относительная
концентрация
Na2S2O3
С
2С
3С
Промежуток времени
от начала отсчета
до появления мути τ, с
Скорость реакции,
V = 1/τ, с–1
Постройте график зависимости скорости V (ось ординат) от концентрации С (ось абсцисс). Согласно закону действия масс зависимость скорости
реакции от концентрации должна выражаться прямой линией, проходящей
через начало координат. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от
концентрации. Результаты опыта занесите в таблицу, составленную по форме, представленной в табл. 8.1.
Опыт 2
Зависимость скорости реакции от температуры
В три пробирки внесите 1 н. раствор тиосульфата натрия, в другие три −
по 10 капель 0,5 н. раствора серной кислоты и опустите в них пипетки. По
одной пробирке с тиосульфатом натрия и серной кислотой поставьте в большой стакан, держите при комнатной температуре. Остальные попарно поместите в два других больших стакана, опустите в них термометры, налейте в
один стакан воды, нагретой до 25 °С, в другой − до 35 °С, в третий − до 45
°С. Следите за тем, чтобы температура растворов не поднималась выше указанной. Нагретые растворы одновременно слейте попарно, тотчас включите
Химия. Лаб. практикум
-80-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Экспериментальная часть
секундомер, определите время до начала появления помутнения. Полученные
данные занесите в таблицу, составленную по форме, представленной в табл. 8.2.
Чему равен температурный коэффициент изучаемой реакции?
Таблица 8.2
Номер
пробирки
1
2
3
Температура,
°С
25
35
45
Промежуток времени от начала
отсчета до помутнения τ, с
Скорость реакции,
V = 1/τ, с–1
Опыт 3
Влияние катализатора на скорость реакции
Изучите влияние гетерогенного катализатора (MnO2) на скорость разложения пероксида водорода. Предполагается, что реакция с участием диоксида марганца протекает через следующие стадии:
MnO2 + H2O2 + 2H+ = Mn2 + + 2H2O + O2
Mn2 + + 2H2O = Mn(OH)2 + 2H+
Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2 + 2H2O
В пробирку внесите 10 %-й раствор пероксида водорода. Отметьте,
что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается. Добавьте в пробирку несколько крупинок диоксида марганца.
Наблюдайте энергичное выделение газа и с помощью тлеющей лучинки убедитесь, что это кислород. Составьте уравнение реакции.
Опыт 4
Влияние изменения концентрации реагирующих веществ
на химическое равновесие
Рассмотрим реакцию FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl
Из веществ, участвующих в этой реакции, только роданид железа интенсивно окрашен в красный цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации сказывается на интенсивности изменения окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается равновесие при изменении
концентрации исходных веществ или продуктов реакции.
В четыре пробирки внесите по 5−7 капель 0,0025 н. раствора хлорида
железа (III) и роданида калия. Получите интенсивно-красный раствор − цвет
образующегося роданида железа (III). Оставьте одну из четырех пробирок с
Химия. Лаб. практикум
-81-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Экспериментальная часть
раствором для сравнения, в первую из оставшихся добавьте одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), во вторую − одну каплю насыщенного раствора роданида калия, в третью − несколько кристалликов хлорида калия.
Наблюдайте изменение окраски растворов. О чем оно свидетельствует? Напишите выражение для константы равновесия реакции. Результаты опытов сведите в таблицу, составленную по форме, представленной в табл. 8.3.
Таблица 8.3
ДобавленИзменение
ный
интенсивности окраски
раствор (усиление, ослабление)
FeCl3
KCNS
KCI
Направление
смещения
(вправо, влево)
Изменение концентрации компонентов (увеличение, уменьшение)
Fe(CNS)3 KCl KCNS FeCl3
Опыт 5
Смещение химического равновесия при изменении среды
(кислой или щелочной)
Изучение влияния кислотности среды на положение гомогенного химического равновесия проводится на примере взаимного превращения хромати дихромат-ионов:
2−
2 CrO 4 + 2 H +
Желтый
'
2−
Cr2O 7 + H2O
pH > 7;
Оранжевый
2−
Cr2O 7 + 2 OH –
Оранжевый
2− -
' 2CrO 4
+ H2O
pH < 7.
Желтый
2−
Хромат-ионы CrO 4 существуют преимущественно в нейтральных и
2−
щелочных средах, дихромат-ионы Cr2O 7 – в кислотных.
Две пробирки на 1/4 наполните раствором дихромата калия, другие
две – раствором хромата калия. Отличаются ли они по цвету?
В одну из пробирок с раствором дихромата калия, K2Cr2O7, прилейте
10–15 капель 2 н. раствора гидроксида калия. Вторая пробирка служит для
сравнения. Заметна ли разница в Окраске?
В одну из пробирок с раствором хромата калия, K2CrO4, прилейте
10–15 капель 2 н. раствора серной кислоты. Как изменяется цвет раствора?
Напишите уравнения реакций в молекулярной форме.
Химия. Лаб. практикум
-82-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Экспериментальная часть
Опыт 6
Влияние температуры на химическое равновесие
Влияния температуры на смещение равновесия изучается на процессе
образования соединения включения (клатратного соединения) между крахмалом, состав которого можно выразить формулой (C6H10O5)n, и йодом I2 по
обратимой реакции
(C6H10O5)n + m I2 ' (C6H10O5)n ⋅ m I2.
Синий
В пробирку налейте 4-5 мл водного раствора йода. Добавьте 2–3 капли раствора крахмала (крахмального клейстера). Отметьте происходящие изменения. Содержимое пробирки тщательно перемешайте интенсивным
встряхиванием или стеклянной палочкой. Полученный синий раствор разлейте пополам в две пробирки.
Одну оставьте в качестве контрольного образца (эталона), а содержимое второй нагрейте, не доводя его до кипения. Отметьте при этом произошедшие изменения в сравнении с контрольным образцом.
Охладите нагретую пробирку сначала на воздухе, а затем под струей
холодной водопроводной воды – синее окрашивание появляется вновь. Объясните наблюдаемое явление на основе принципа Ле Шателье.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Как изменится скорость реакции образования аммиака
N2 + 3H2 ' 2NH3, если увеличить давление в системе в два раза и увеличить
объем газовой смеси в три раза?
Р е ш е н и е. Для того чтобы началась химическая реакция, необходимо выполнение условия ΔG < 0. Это условие необходимо, но недостаточно.
Оно указывает на то, что нет энергетического запрета на протекание реакции,
однако скорость ее может быть настолько мала, что реакция практически не идет.
По условию задачи меняется объем и давление в системе, которые
тесно связаны с изменением концентрации компонентов реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражает
закон действующих масс. Запишем уравнение реакции и по закону действующих масс вычислим скорость реакции:
N2 +3H2 ' 2NH3
V = k[N2] ⋅ [H2]3
Чтобы увеличить давление в системе в два раза, можно в два раза
уменьшить объем, при этом во столько же раз увеличится концентрация каждо-
Химия. Лаб. практикум
-83-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Примеры решения типовых задач
го компонента, и скорость реакции в этих случаях будет представлена формулой
V' = k' [2N2] ⋅ [2H2]3 = k' ⋅ 16 [N2][H2]3.
Найдем отношение скоростей реакций до и после увеличения давления:
V′ k′ ⋅ 16[N 2 ] ⋅ [H 2 ]3
=
= 16.
V
k ⋅ [N 2 ] ⋅ [H 2 ]3
Таким образом, при увеличении давления в два раза скорость реакции
увеличится в 16 раз.
Увеличение объема газовой смеси в три раза равносильно уменьшению концентрации компонентов во столько же раз, и скорость реакции будет
представлена формулой
3
N
H
V' = k' ⎡⎢ 2 ⎤⎥ ⋅ ⎡⎢ 2 ⎤⎥ = k'
⎣ 3 ⎦ ⎣ 3 ⎦
1
81
[N2][H2]3.
Найдем отношение скоростей до и после увеличения объема:
V′ k′ ⋅ 1[N 2 ] ⋅ [H 2 ]3
1
.
=
=
V k ⋅ 81[N 2 ] ⋅ [H 2 ]3 18
Итак, при увеличении объема газовой смеси в три раза, скорость химической реакции уменьшится в 81 раз.
П р и м е р 2. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, зная, что с повышением температуры на 60 °С скорость возрастает в
128 раз.
Р е ш е н и е. Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант−Гоффа:
VT = VT
2
1
⎛ T2 −T 1 ⎞
⎜
⎟
⋅ γ ⎝ 10 ⎠
,
где VT2 − скорость реакции при температуре t2; VT1 − скорость реакции при
температуре t1; γ − температурный коэффициент скорости реакции:
VT = VT
2
1
⎛ T2 −T 1 ⎞
⎜
⎟
⋅ γ ⎝ 10 ⎠
,
Химия. Лаб. практикум
128 =
γ
60
10
,
128 = γ6,
γ = 2.
-84-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 3. Равновесие системы 2SO2 + O2 ' 2SO3 установилось, когда концентрации компонентов (моль/л) были: [SO2]равн = 0,6; [O2]равн = 0,24;
[SO3]равн = 0,21. Вычислите константу равновесия этой реакции и исходные
концентрации кислорода и диоксида серы.
Р е ш е н и е. Химическое равновесие в системе наступает при равенстве скоростей прямой и обратной реакций. Характеризуется химическое
равновесие константой К, она имеет вид
2SO2 + O2 ' 2SO3
K=
[SO3 ]2
0,212
=
= 0,51 .
[SO2 ]2 ⋅ [O2 ] 0,62 ⋅ 0,24
Чтобы рассчитать исходные концентрации кислорода и оксида серы (IV),
необходимо найти, сколько этих компонентов было израсходовано на получение 0,21 моля оксида серы(VI) и сложить с равновесными концентрациями.
Согласно уравнению реакции для получения 2 молей оксида серы (VI) требуется 2 моля оксида серы (IV), а для получения 0,21 моля оксида серы (VI) − Х
молей оксида серы (IV). Отсюда
X = (0,21⋅2)/2 = 0,21 моля.
Итак, [SO2]изр = 0,21 моль/л.
На получение SO3 было израсходовано 0,21 моля SO2, тогда
[SO2]исх. = [SO2]равн + [SO2]изр = 0,6 + 0,21 = 0,81 моль/л,
[SO2]исх = 0,81 моль/л.
Для получения 2 молей SO3 требуется 1 моль O2.
Для получения 0,21 моля SO3 − X молей O2.
X = (0,21⋅1)/2 = 0,105 молей.
Итак, [O2]изр = 0,105 моль/л.
[O2]исх = [O2]равн + [O2]изр = 0,24 + 0,105 = 0,345 моль/л.
П р и м е р 4. В каком направлении сместится равновесие в следующих реакциях:
1. CO(г) + H2O(г) ' CO2(г) + H2(г)
ΔH0 = −41,84 кДж;
2. N2(г) + 3H2(г) ' 2NH3(г)
ΔH0 = 92,40 кДж;
3. H2(г) + S(тв) ' H2S(г)
ΔH0 = −20,50 кДж,
Химия. Лаб. практикум
-85-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Примеры решения типовых задач
при повышении температуры, понижении давления и увеличении концентрации водорода?
Р е ш е н и е. Химическое равновесие в системе устанавливается при
постоянстве внешних параметров (Р, С, Т и др. ) Если эти параметры меняются, то система выходит из состояния равновесия и начинает преобладать
прямая или обратная реакции. Влияние различных факторов на смещение
равновесия отражено в принципе Ле Шателье. При повышении температуры
равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. реакции,
идущей с поглощением тепла. Первая и третья реакции − экзотермические
(ΔH0 < 0), следовательно, при повышении температуры равновесие сместится
в сторону обратной реакции, а во второй реакции (ΔH0 > 0) − в сторону прямой реакции.
При понижении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молей газов, то есть в сторону большего давления. В первой и
третьей реакциях в левой и правой частях уравнения будет одинаковое число
молей газов (2−2 и 1−1 соответственно). Поэтому изменение давления не вызовет смещения равновесия в системе. Во второй реакции в левой части 4
моля газов, в правой − 2 моля, поэтому при понижении давления равновесие
сместится в сторону обратной реакции.
При увеличении концентрации компонентов реакции равновесие
смещается в сторону их расхода. В первой реакции водород находится в продуктах, и увеличение его концентрации усилит обратную реакцию, в ходе которой он расходуется. Во второй и третьей реакциях водород входит в число
исходных веществ, поэтому увеличение его концентрации смещает равновесие в сторону прямой реакции, идущей с расходом водорода.
П р и м е р 5. Рассчитайте изменение константы скорости реакции,
имеющей энергию активации 191 кДж/моль, при увеличении температуры от
330 до 400 К.
Р е ш е н и е. Зависимость константы скорости реакции от температуры определяется уравнением Аррениуса
lnК = lnА –
Ea
E
или 2,3 lgK = lnА – a .
RT
RT
Логарифм отношения констант скоростей реакции при температурах
Т2 и Т1 соответственно равен
⎛ KT
lg ⎜ 2
⎜ KT
⎝ 1
⎞
Ea ⎛ 1 1 ⎞
−
,
⎟=
⎟ 2,3RT ⎜⎝ T1 T2 ⎟⎠
⎠
где R – молярная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль⋅К).
Подставив в это уравнение данные из условия задачи, получим
Химия. Лаб. практикум
-86-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Примеры решения типовых задач
⎛ KT
lg ⎜ 2
⎜ KT
⎝ 1
Следовательно,
K T2
K T1
⎞ 191 ⋅ 103 ⎛ 1
1 ⎞
−
⎟=
⎜
⎟ = 5.
⎟
19,1
330
400
⎝
⎠
⎠
= 105.
Контрольные вопросы и задачи
1. Объясните, что означают термины: скорость реакции, константа
скорости.
2. В каких единицах измеряется скорость химической реакции?
3. Сформулируйте определение обратимой и необратимой реакции.
4. Какую зависимость выражает закон действия масс. Напишите уравнение скорости для реакций
H2(г)+ Cl2(г) = 2HCl(г)
C(т) + СO2(г) = 2СO(г)
5. Как зависит скорость реакции от температуры? Что называется
энергией активации? Что такое активные молекулы?
6. От каких факторов зависит скорость гомогенной реакции? Гетерогенной? Приведите примеры.
7. Какие вещества называются катализаторами? Каков механизм ускоряющего действия катализатора?
8. Что называется химическим равновесием? Почему оно называется
динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют равновесными?
9. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли она
от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления? Каковы особенности математической записи для константы равновесия
в гетерогенных системах?
10. Напишите математические формулы для расчета скорости реакций, протекающих между: а) водородом и кислородом; б) оксидом азота (II) и
кислородом; в) диоксидом углерода и раскаленным углем; г) азотом и водородом с образованием аммиака. Как изменятся скорости реакций при увеличении в два раза концентрации обеих веществ?
11. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 50 градусов, если температурный коэффициент равен 3?
12. Напишите уравнение констант равновесия следующих реакций,
учитывая агрегатное состояние веществ:
а) 2KCl(водн) + Na2SO4(водн) = 2NaCl(водн) + K2SO4(водн)
Химия. Лаб. практикум
-87-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Контрольные вопросы и задачи
б) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3 (г)
в) CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г)
г) С(т) + 2H2(г) = CH4(г)
д) CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г)
В каком направлении будет смещаться равновесие при повышении
давления?
13. В каком направлении будет смещаться равновесие при повышении
температуры и давления для следующих реакций:
а) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
ΔH0х.р < 0;
б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(ж)
ΔH0х.р < 0;
в) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)
ΔH0х.р > 0;
г) 2СO(г) = CO2(г) + C(т)
ΔH0х.р < 0.
Химия. Лаб. практикум
-88-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы
Ознакомиться с процессами окисления, восстановления атомов в химических реакциях, понятием степени окисления атомов в соединениях, научиться составлять электронный баланс и подбирать коэффициенты в сложных уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
Краткие теоретические сведения
Окислительно-восстановительными реакциями называют такие реакции, в которых происходит смещение или полный переход валентных электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим атомам, молекулам или
ионам, что вызывает изменение степени окисления атомов реагирующих веществ.
Степенью окисления, или окислительным числом, считают электрический заряд, который возник бы у иона в предположении того, что каждая
электронная пара, образующая в молекуле ковалентную связь, полностью перешла бы на орбиталь более электроотрицательного атома.
Например, в соединении H2S две электронные пары, образующие ковалентные связи, смещены к атому S как более электроотрицательному. Если
условно допустить полное их смещение, то атом S получит заряд –2, а каждый из атомов H +1, т. е. H2+S–2.
Таким образом, степень окисления – это условный заряд атома элемента в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов.
Степень окисления может иметь отрицательные, положительные и
нулевые значения. Отрицательная степень окисления (–) определяется числом принятых электронов, положительная степень окисления (+) – числом
отданных электронов. Степень окисления атомов в простых веществах равна
нулю. Степень окисления атомов обозначают цифрами с предшествующим
знаком + или,– которые проставляются у атома в правом верхнем углу.
Определение степени окисления атомов (ст. ок.) в соединениях проводят, учитывая следующее:
+
1. Водород проявляет степень окисления + 1, например, H 2 O (исключение – гидриды металлов Na+Н−, Ca+2Н 2 и т. д.).
−
+
2. Кислород имеет степень окисления −2, например, Н 2 О−2 (исключе+
−
+
−
−
ние – пероксиды Н 2 О 2 , Na 2 О 2 и фторид кислорода О+2F 2 ).
Химия. Лаб. практикум
-89-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Краткие теоретические сведения
3. Степень окисления атома в простом веществе, а также степень
окисления молекулы в целом равна нулю. Например, Н20, О20, Cl20, (H2SO4)0,
(H2O)0.
4. У атомов элементов главных подгрупп, проявляющих постоянную
валентность, совпадающую с номером группы, I, II, III степень окисления
−
−
равна +1, +2, +3. Например, Li+Cl–, Ba+2Cl 2 , Al+3Cl 3 .
5. Степень окисления элемента в соединении, имеющем ионное
−
−
строение, равна заряду данного иона. Например, Na+I − , Mg+2Cl 2 , Al+3Br 3 .
6. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе − заряду иона.
В качестве примера определим степень окисления серы в соединениях
H2SO3 и H2SO4.
В H2SO3 степень окисления водорода +1, кислорода –2 , тогда степень
окисления серы (Х) определяется из уравнения (+1) · 2 + Х + (–2) · 3 = 0, от2−
сюда Х = +4, то есть H2+S+4O 3 . Аналогично найдем степень окисления серы (Х)
2−
в H2SO4: (+1) · 2 + Х + (–2) · 4 = 0, Х = 6, т. е. H2 +S+6O 4 . Степень окисления
2−
2−
марганца в K+Mn+7O 4 , хрома в K2+Cr 2+6 O7, хлора в K+Cl+5О 3 .
Высшая положительная степень окисления элемента в соединениях
равна его высшей валентности и совпадает с номером группы Периодической
системы, в которой находится данный элемент. Исключение составляют кислород, фтор, бром, астат, полоний, железо, медь, серебро, золото. Большинство благородных газов и некоторые другие элементы. Для неметаллов сумма
низшей отрицательной и высшей положительной степеней окисления равна
восьми.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов – окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а
процесс присоединения электронов – восстановлением.
Таким образом, окислитель, принимая электроны, восстанавливается,
а восстановитель окисляется. В реакциях эти два процесса происходят одновременно. Причем число электронов, отдаваемых восстановителем, равно
числу электронов, принимаемых окислителем.
Процесс окисления сопровождается увеличением степени окисления
соответствующих элементов, а восстановления – наоборот, понижением степени окисления элементов, входящих в состав окислителя:
2Н2 + 3O2 = 2Н +2 O −22
2
4
1
Н2 – 2ē = 2Н+ – окисление,
O2 + 4ē = 2O–2 – восстановление,
Химия. Лаб. практикум
-90-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Краткие теоретические сведения
где Н2 – восстановитель; O2 – окислитель.
Соединения, в состав которых входят элементы в своей максимальной
степени окисления, могут только восстанавливаться, выступая в качестве
окислителей, например, HN+5O3, K2+Cr +26 O7,KMn+7O4.
Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, выступают только в качестве восстановителей, например, H2S–2, N −3 H3.
Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислительные свойства (при взаимодействии с
более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаимодействии с более сильными окислителями), например, в соединениях HN+3O2,
H3P+3O4, H2O −2 атомы азота, серы и кислорода находятся в промежуточной
степени окисления.
Например, в соединениях KMn+7O4, Mn+4O2, Mn+2SO4 марганец находится в максимальной, промежуточной и минимальной степенях окисления.
Поэтому он является только окислителем, окислителем и восстановителем и
только восстановителем соответственно.
Наиболее используемые окислители – это галогены, KMnO4, K2MnO4,
K2Cr2O7, O2, H2O2, H2SO4(конц), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Ag+, Au2+, гипохлориты, хлораты и восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2,
H2SO3, HI, HBr, HCl, SnCl2, FeSO4.
Существует два основных способа составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионноэлектронный метод.
Основным принципом при составлении уравнений окислительновосстановительных реакций, как и любой химической реакции, является равенство числа одних и тех же атомов до и после реакции, а также равенство
суммы зарядов исходных и конечных веществ.
В основе обоих методов лежит правило равенства числа электронов,
отданных восстановителем, с числом электронов, принятых окислителем.
Мы воспользуемся более простым методом электронного баланса, который основан на сравнении степеней окисления атомов исходных веществ и
продуктов реакции.
Составим уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (II) с
перманганатом калия в присутствии серной кислоты.
1. Запишем схему реакции:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2. Определим степень окисления элементов:
K+Mn+7O 4−2 + Fe+2S+6O 4−2 + H +2 S+6O 4−2 →
→ Mn+2S+6O 4−2 + Fe +23 (S+6O 4−2 )3 + K +2 S+6O 4−2 + H+2O–2
Химия. Лаб. практикум
-91-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Краткие теоретические сведения
Как видно, степень окисления меняется только у марганца и железа, у
первого она понижается (восстановление), у второго – повышается (окисление).
Далее составляем электронные уравнения, отражающие процессы отдачи и присоединения электронов:
2Fe2+ − 2ē = 2Fe3+ – окисление
восстановитель,
5
10
2
Mn+7 + 5ē = Mn+2 – восстановление
окислитель.
Как видно, Mn+7 принимает 5электронов, а 2 иона Fe2+ отдают два
электрона. Кратное число отдаваемых и принимаемых электронов равно 10.
Отсюда легко найти коэффициенты перед окислителем и восстановителем в
уравнении реакции
2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Подведем баланс всех атомов в левой и правой частях уравнения и
определим коэффициенты при всех веществах. В последнюю очередь уравниваются атомы водорода в молекуле H2O:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения одинаково и равно 40, значит, данное уравнение составлено правильно.
Как правило, число промежуточных уравнений исключают и записывают лишь одно уравнение.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Простые вещества и элементарные ионы
А. Взаимодействие металлического железа с ионом водорода. В пробирку с 3−4 каплями 0,5 н. раствора серной или соляной кислот опустите несколько кусочков чистого железа. Отметьте выделение водорода.
Проведите качественную реакцию на обнаружение ионов Fe2+, добавив раствор K3[Fe(CN)6], в результате чего получается турнбулева синь
Fe4[Fe(CN)6]3.
Б. Взаимодействие металлического цинка с ионом меди Cu2+. Кусочек
металлического цинка опустите в раствор сульфата меди (5-6 капель). Отметьте изменение поверхности цинка и цвет раствора.
Химия. Лаб. практикум
-92-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Экспериментальная часть
Для обеих реакций напишите электронные уравнения, подберите коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2
Окислительные свойства перманганата калия
В три пробирки внесите по 3-4 капли 0,1 н. раствора перманганата калия KMnO4. В первую добавьте 2-3 капли 0,5 н. раствора серной кислоты,
(pH < 7), во вторую (рН > 7) − 2-3 капли 0,5 н. раствора щелочи; в третьей
пробирке рН = 7. Затем в каждую из пробирок внесите по несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3 и перемешайте. Через некоторое время отметьте изменение окраски растворов во всех трех пробирках. Напишите
уравнения соответствующих реакций, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для иона MnO4−, зеленая − для иона MnO42−, слабо-розовая, почти
бесцветная − для иона Mn2+. Осадок бурого цвета характеризует диоксид
марганца MnO2. Для каждой реакции составьте схему перехода электронов и
расставьте коэффициенты.
Опыт 3
Окислительно-восстановительные свойства элемента
в зависимости от его степени окисления
А. Действие серной кислоты и сероводорода на иодид калия. В две
пробирки с раствором иодида калия KI (по 3 капли в каждой) прибавьте по
2-3 капли: в первую − концентрированной серной кислоты, во вторую − свежеприготовленной сероводородной воды. Как объяснить появление желтой
окраски йода только в одной из пробирок? Напишите уравнение реакции,
считая, что серная кислота восстанавливается до сероводорода.
Б. Взаимодействие сульфита натрия с сероводородом. Следует ли
ожидать протекания окислительно-восстановительного процесса, если к 3
каплям 0,1 н. раствора сульфита натрия Na2SO3, подкисленного 3 каплями 0,1
н. серной кислоты, добавить несколько капель свежеприготовленного раствора сероводородной воды? Проверьте свое предположение опытом. Напишите уравнение реакции, учитывая, что сера в обоих соединениях переходит
в свободное состояние. Укажите окислитель и восстановитель.
В. Взаимодействие сероводорода с дихроматом калия. К 2-3 каплям
раствора дихромата калия K2Cr2O7 прибавьте столько же 2 н. серной кислоты
и по каплям добавляйте сероводородную воду до изменения окраски раствора и появления серы в коллоидном состоянии. Напишите соответствующее
уравнение реакции.
Г. Влияние степени окисления серы на характер взаимодействия ее с
перманганатом калия. В три пробирки внесите по 3 капли растворов перманганата калия KMnO4 и 0,1 н серной кислоты. Отметив окраску полученного
раствора, добавьте в первую пробирку свежеприготовленную сероводород-
Химия. Лаб. практикум
-93-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Экспериментальная часть
ную воду, во вторую − кристаллы сульфита натрия Na2SO3, в третью − несколько капель концентрированной серной кислоты (ρ = 1,84 г/см3). Размешайте содержимое всех пробирок стеклянными палочками и установите по
изменению окраски, между какими веществами протекла реакция.
Напишите соответствующие уравнения реакций, учитывая, что практически бесцветным является ион Mn2+, помутнение раствора в первой пробирке обусловлено выделением серы. В каждом случае укажите степень
окисления серы и ее роль в данном окислительно-восстановительном процессе. Почему в одной из пробирок реакция не идет?
Из экспериментальных данных сделайте выводы: об окислительных
и/или восстановительных свойствах атомов, находящихся в низшей, высшей
и промежуточной степенях окисления. Дайте теоретическое обоснование.
Опыт 4
Окислительно-восстановительная двойственность
пероксида водорода
А. Взаимодействие пероксида водорода с сульфидом свинца. Внесите
в пробирку две капли (0,1 н.) нитрата свинца (II) Pb(NO3)2, добавьте 2 капли
сероводородной воды и наблюдайте выделение черного осадка PbS. Прибавьте в пробирку 3−5 капель 3 %-го раствора пероксида водорода. Наблюдайте
изменение цвета осадка, обусловленное окислением сульфида свинца в сульфат. Чем является H2O2 (окислителем или восстановителем) в данной реакции?
Б. Взаимодействие пероксида водорода с диоксидом свинца. В пробирку внесите по 3 капли 3 %-го раствора H2O2 и 0,2 н. раствора азотной кислоты, добавьте несколько кристалликов PbO2. Наблюдайте бурную реакцию
растворения PbO2 с выделением кислорода и образованием иона Pb2+. Что подтверждает образование желтого осадка PbI2 при добавлении иодида калия?
Окислителем и восстановителем является H2O2 при взаимодействии с PbO2?
Сделайте общее заключение об окислительно-восстановительных свойствах
пероксида водорода.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, в которой атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной
молекулы:
2−
2KCl+5O 3 = 2KCl⎯ + 3O2
Cl+5 + 6ē = Cl⎯ – восстановление,
2
12
3
2O–2 – 4ē = O20 – окисление.
Так как в молекуле кислорода содержится два атома O2, то в процессе
окисления удваивается восстановитель 2O–2 и электроны 4ē.
Химия. Лаб. практикум
-94-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 2. Реакция межмолекулярного окисления, в которой атомы окислителя и восстановителя находятся в разных веществах:
K2Cr2+6O7 +6Fe+2SO4 + 7H2SO4 = 3Fe+3 2(SO4)3 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +7H2O
2Cr+6 + 6ē = 2Cr+3 – восстановление,
1
6
3
2Fe+2 – 2ē = 2Fe+3 – окисление.
П р и м е р 3. Реакция самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования), в которой окислителем и восстановителем является
атом одного и того же элемента:
Cl2 + H2O = HCl + HСlO
Cl – ē = Cl+ – окисление,
1
1
1
Cl + ē = Cl– – восстановление,
Контрольные вопросы и задачи
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что называется степенью окисления, как она определяется у элементов в сложных соединениях?
3. В чем заключается сущность процессов окисления и восстановления?
4. Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И. Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?
5. Назовите часто применяемые окислители и восстановители.
6. Какие из приведенных ниже уравнений являются окислительновосстановительными? Укажите в них окислитель и восстановитель. Ответ
мотивируйте:
а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
б) 2NaBr + 2H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + SO2 + 2H2O
в) РВr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3
г) CaO + H2O = Ca(OH)2
д) Сa + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
е) Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
ж) MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Химия. Лаб. практикум
-95-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Контрольные вопросы и задачи
7. Пользуясь периодической системой Д.И. Менделеева, укажите, как
будут изменяться восстановительные свойства атомов в группе галогенов и в
группе щелочноземельных металлов.
8. Между какими из элементов Fe, S, Br, Na, Cs, I, Se, Ra могут протекать окислительно-восстановительные процессы? Напишите схему этих процессов.
9. Окисление или восстановление происходит при переходах:
а) NH3 → NO2
для азота;
б) Cr2(SO4)3 → CrSO4
для хрома;
в) MnSO4 → KMnO4
для марганца;
г) KMnO4 → K2MnO4
для марганца?
10. Подберите коэффициенты для следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и укажите окислители и восстановители:
а) H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O
б) H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
в) AgNO3 + Na2SnO2 + NaOH → Ag + Na2SnO3 + NaNO3 + H2O
г) Na2MoO4 + HCl + Al → MoCl2 + AlCl3 + NaCl + H2O
д) I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O
e) Fe2(SO4)3 + Zn → Fe + ZnSO4
ж) K2Cr2O7 + H2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
з) CrCl3 + H2O2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O
Химия. Лаб. практикум
-96-
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ * ПРОЦЕССЫ
Процессы взаимного превращения химической и электрической форм
энергии называют электрохимическими. Основу этих процессов составляют
две реакции, протекающие одновременно в двух взаимно противоположных
направлениях: реакция окисления
Мо(к) – ne− = Mn+ (р)
и реакция восстановления
Mn+(p) + ne− = Mо(к).
Электрохимические процессы можно разделить на две основные
группы: 1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в
химических источниках тока (ХИТ)); 2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).
Принципиальная схема работы ХИТ и процесса электролиза едина.
Два электрода, помещенные в раствор, имеющий ионную проводимость
(проводник 2-го рода), составляют внутреннюю цепь электрохимической
системы. Ионным проводником служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники с
электронной проводимостью (проводники 1-го рода), находящиеся в контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы системы электроды соединяют металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы.
Для
количественной
характеристики
окислительновосстановительной активности электродов используют так называемые электродные, или окислительно-восстановительные потенциалы Е. Взаимосвязь
между энергией Гиббса ΔG (химическая форма энергии) и электродным потенциалом Е (электрическая форма энергии) выражается уравнением
ΔG = − nFΔE,
где n – число электронов, участвующих в суммарном окислительно-восстановительном процессе; F – постоянная величина Фарадея (96485 Кл).
Сущность возникновения электродного потенциала заключается в
следующем. При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Наиболее важной является реакция поверхностных, наиболее активных катионов металла с полярными молекулами воды. Эти молекулы ориентированы отрицательным концом дипо*
Теоретическая часть для лабораторных работ 10–12.
Химия. Лаб. практикум
-97-
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ* ПРОЦЕССЫ
ля у поверхности электрода. В результате такого взаимодействия гидратированные ионы металла переходят в раствор, оставляя на его поверхности избыточные электроны, суммарный заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле:
Мо + mН2О → M(H2O)n+m + nē .
Поверхность металла заряжается отрицательно, а раствор положительно. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой
схема которого представлена ниже:
Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. По мере перехода катионов металла в
раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный
заряд раствора. Наряду с этой реакцией протекает обратная реакция – восстановления ионов металла до атомов:
M(H2O)n+m + nē → М+ mН2О
С увеличением скачка потенциалов между электродом и раствором
скорость прямой реакции падает, а обратной реакции растет. При некотором
значении электродного потенциала скорость прямого процесса будет равна
скорости обратного процесса, устанавливается динамическое равновесие:
М + mН2О ' M(H2O)n+m + nē
Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной
реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
Электродные потенциалы, определенные в стандартных условиях
(Т = 298 К, давление р = 1 атм, в растворе с активностью одноименного иона,
равной единице), называют стандартными электродными (окислительновосстановительными) потенциалами Ео.
Абсолютные величины электродных потенциалов экспериментально
определить невозможно. Однако можно определить разность электродных
потенциалов. Поэтому для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого на Химия. Лаб. практикум
-98-
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ* ПРОЦЕССЫ
ходят разность потенциалов измеряемого электрода и стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принимается равным нулю.
Электродные потенциалы не являются неизменными. Они зависят от
соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм вещества, а
также от температуры, природы растворителя, рН среды и др.
Зависимость электродного потенциала от концентрации окисленной и
восстановленной форм и температуры выражается уравнением Нернста:
E = Eо + (RT/nF)·ln(Cx(окисл)/Сy(восст))
или
E = Eо + (2,3RT/nF)·lg(Cx(окисл)/Сy(восст)),
где Ео – стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль·К)); Т – абсолютная температура; n – число электронов, участвующих в суммарном окислительно-восстановительном процессе;
F – постоянная Фарадея; C(окисл) и С(восст) – концентрации окисленной и восстановленной форм реагентов; x, y – стехиометрические коэффициенты.
Для 298 К (25 оС) после подстановки постоянных величин уравнение
принимает вид
E = Eо + (0,059/n)·lg(Cx(окисл)/Сy(восст)).
Концентрации твердых веществ, участвующих в реакции, постоянны
и равны единице:
E = Eо + (0,059/n)·lgC(Мn+).
Химия. Лаб. практикум
-99-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ
ЭЛЕМЕНТЫ
Цель работы
Ознакомление с электрохимическими процессами, протекающими при
работе гальванических элементов, принцип составления гальванических элементов и расчет ЭДС.
Краткие теоретические сведения
Гальванический элемент – это устройство, в котором окислительновосстановительные реакции осуществляются на электродах, а химическая
энергия непосредственно превращается в электрическую энергию.
Рассмотрим систему, в которой два электрода находятся в растворах
собственных ионов. Примером может служить гальванический элемент Даниэля-Якоби. Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор
CuSO4, и цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSO4. Сосуды с растворами соединены U-образной трубкой, заполненной электролитом (насыщенный раствор хлорида калия в смеси с агар-агаром). При контакте цинковой пластины с электролитом катионы цинка начинают переходить в раствор
до установления равновесия окислительно-восстановительной реакции:
Zn ' Zn2+ + 2ē
На поверхности медной пластины происходит аналогичный процесс:
Cu ' Cu2+ + 2ē
Поскольку потенциал цинкового электрода отрицательнее потенциала
медного электрода, то при замыкании внешней цепи, т. е. при соединении
цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от
цинка к меди. Появление тока во внешней цепи приводит к смещению равновесия и как следствие этого к поляризации электродов. На цинковом электроде (аноде) происходит потеря электронов – процесс окисления цинка; на
медном электроде (катоде) происходит присоединение электронов – восстановление ионов меди:
анод (–):
Zn − 2ē = Zn2+
катод (+):
Cu2+ + 2ē = Cu
суммарно:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
в молекулярном виде: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Химия. Лаб. практикум
-100-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Краткие теоретические сведения
В результате окислительно-восстановительной реакции по внешней цепи (металлический проводник) течет электрический ток от цинкового
электрода к медному электроду, а по внутренней цепи (трубка с электролитом) движутся ионы SO42− к цинковому электроду. Цинковый электрод постепенно растворяется, а на медном электроде выделяется металлическая
медь.
При схематической записи, заменяющей рисунок гальванического элемента, границу раздела между проводником 1-го рода и проводником 2-го рода
обозначают одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками 2-го рода – двумя чертами. Схема элемента Даниэля-Якоби, например,
записывается в виде
Zn│Zn2+││Cu2+│Cu
Для упрощения в таких схемах обычно опускается внешняя цепь.
Разность равновесных окислительно-восстановительных потенциалов
катода и анода определяет электродвижущую силу (ЭДС) Е0г гальванического элемента, для элемента Даниэля-Якоби она равна
Еог = ЕоCu − EоZn = 0,34−(−0,76) = 1,1 В.
Чем больше разность стандартных электродных потенциалов металлов, образующих гальванический элемент, тем больше значение ЭДС.
Концентрационный гальванический элемент. Необходимую для работы гальванического элемента разность потенциалов можно создать, используя электроды из одного металла и один и тот же раствор электролита,
но разной концентрации. В этом случае элемент называется концентрационным и работает за счет выравнивания концентрации растворов, при этом катодом является электрод с большей концентрацией раствора электролита.
ЭДС концентрационного гальванического элемента рассчитывается
по уравнению Нернста:
Екгэ = 0,059lg(С2/С1),
где С2 > С1.
Экспериментальная часть
Опыт1
Составление медно-цинкового гальванического элемента
Составьте медно-цинковый гальванический элемент по схеме нижеприведенного рис. 10.1. Для выполнения этого опыта потребуется 5 стеклянных стаканчиков. В один стаканчик налейте 10–20 мл 1 М раствора СuSO4 и
поместите медный электрод. В остальные 4 стаканчика налейте такого же
объема растворы ZnSO4 c концентрациями 0,001; 0,01; 0,1 и 1 моль/л. Элек-
Химия. Лаб. практикум
-101-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Экспериментальная часть
тролиты соедините электролитическим мостиком, заполненным насыщенным
раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром. В раствор ZnSO4 наименьшей концентрации поместите цинковый электрод и соедините его через гальванометр с медным электродом металлическим проводом. После замыкания
внешней цепи наблюдайте отклонение стрелки гальванометра, обусловленное возникновением электрического тока в системе вследствие протекания в
ней окислительно-восстановительной реакции
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Измерьте ЭДС (напряжение) гальванического элемента с помощью
гальванометра. Перенесите последовательно цинковый электрод в более концентрированные растворы ZnSO4 и снова измерьте ЭДС. Полученные данные
занесите в таблицу. По окончании измерений электролитический мостик поместите в раствор хлорида калия.
Запишите электрохимическую схему медно-цинкового гальванического элемента, электронные уравнения электродных процессов и суммарное
уравнение реакции.
Рис. 10.1. Гальванический элемент: 1 − растворы ZnSO4
и CuSO4; 2 − электролитический мостик; 3 − гальванометр
Рассчитайте электродные потенциалы E 0
Zn / Zn 2 +
для указанных концен-
траций по уравнению Нернста и ЭДС элементов. Данные расчетов занесите
в табл. 10.1. Сравните вычисленную ЭДС с экспериментально полученными
значениями.
Химия. Лаб. практикум
-102-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Экспериментальная часть
Таблица 10.1
E Me
[Men+], моль/л
0
/ Men + , В
0
[Cu2+]
[Zn2+]
ÅCu / Cu 2+
ÅZn / Zn 2+
1
1
1
1
0,001
0,01
0,1
1
0,34
0,34
0,34
0,34
-0,76
ЭДС, В
Экспериментальная
Расчетная
Ошибка
измерения
По данной электрохимической схеме напишите электронные уравнения электродных процессов, суммарное уравнение реакции и вычислите
стандартную ЭДС элемента.
По схеме медно-цинкового гальванического элемента составьте гальванический элемент по нижеприведенной схеме и определите ЭДС:
Mg│MgSO4││ZnSO4│Zn
Опыт 2
Концентрационный гальванический элемент
Для проведения опыта воспользуемся прибором предыдущего опыта.
Два стаканчика заполните одним и тем же электролитом, а именно, сульфатом цинка, но различной концентрации. В стаканчик 1 налить раствор 1 М
концентрации, в стаканчик 2 – 0,01 М концентрации. После замыкания
внешней цепи понаблюдайте за отклонением стрелки гальванометра, обусловленным возникновением электрического тока в системе вследствие выравнивания концентраций исходных растворов электролитов.
Показания гальванометра занесите в рабочий журнал и сравните с
теоретическим значением ЭДС концентрационного гальванического элемента, рассчитанной по уравнению Нернста.
Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Составить схему гальванического элемента, в котором
цинковый и оловянный электроды опущены в раствор собственных ионов с
концентрацией [Zn2+] = 10−4 моль/л, [Sn2+] = 10−2 моль/л. Написать уравнения
реакций, протекающих на катоде и аноде; рассчитать ЭДС.
Р е ш е н и е. Согласно значениям стандартных электродных потенциалов, система Sn2+ + 2ē = Sn по отношению к системе Zn2+ + 2ē = Zn будет
окислителем, т. е. при их контакте электроны будут переходить от Zn к ионам Sn2+:
Zn + Sn2+ = Zn2+ + Sn
Химия. Лаб. практикум
-103-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Примеры решения типовых задач
На цинковом электроде (аноде) происходит потеря электронов – окисление цинка; на оловянном электроде (катоде) происходит потеря электронов –
восстановление ионов олова.
Уравнения реакций, протекающих на электродах, записываются так:
анод:
Zn − 2ē = Zn2+
катод:
Sn2+ + 2ē = Sn
суммарно:
Zn + Sn2+ = Zn2+ + Sn
По уравнению Нернста рассчитать потенциал каждого электрода:
анода:
EZn2+/Zn = − 0,76 + (0,059/2)·lg10−4 = − 0,878 В.
катода:
ESn2+/Sn = − 0,14 + (0,059/2)·lg10−2 = − 0,081 В.
ЭДС = ESn2+/Sn − EZn2+/Zn = 0,797 В.
Схема гальванического элемента: Zn│Zn2+││Sn2+│Sn.
П р и м е р 2. Составить схему концентрационного гальванического
элемента, в котором железные электроды опущены в растворы электролитов
с концентрацией [Fe2+] = 10−2 моль/л у одного электрода и [Fe2+] = 10−6 моль/л
у другого электрода. Написать уравнения реакций, протекающих на катоде и
аноде; рассчитать ЭДС.
Р е ш е н и е. Электрод с большей концентрацией раствора электролита ([Fe2+] = 10−2 моль/л) будет являться катодом по отношению к электроду
с меньшей концентрацией раствора электролита ([Fe2+] = 10−6 моль/л).
Уравнения реакций, протекающих на электродах, записываются так:
анод:
Fe − 2ē= Fe2+
катод:
Fe2+ + 2ē = Fe
ЭДС = 0,059/2(lg10−2/10−6) = 0,118 В.
Схема концентрационного гальванического элемента:
Fe│Fe2+││Fe2+│Fe
Контрольные вопросы и задачи
1. Какие процессы называют электрохимическими? Покажите взаимосвязь между химической и электрической формами энергии.
2. Что такое электродный потенциал? Каковы процессы, приводящие
к возникновению электродного потенциала?
3. Что такое стандартный электродный потенциал?
Химия. Лаб. практикум
-104-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Контрольные вопросы и задачи
4. От каких факторов зависит электродный потенциал? Проанализируйте уравнение Нернста?
5. Что такое гальванический элемент? Опишите принцип работы элемента Даниэля-Якоби.
6. Что такое ЭДС гальванического элемента?
7. Какие гальванические элементы называют концентрационными?
Как рассчитать ЭДС таких элементов?
8. Какой из гальванических элементов обладает наибольшей ЭДС:
2+
Ca|Ca ||Ag+|Ag; Fe|Fe2+||Ag+|Ag; Zn|Zn2+||Ni2+|Ni; Mg|Mg2+||Pb2+|Pb? Ответ подтвердите расчетами.
9. Рассчитайте электродный потенциал магния в растворе его соли при
концентрации [Mg2+] = 0,1 моль/л.
10. Рассчитайте ЭДС медно-кадмиевого элемента при [Cd2+] = 10−2 моль/л
и [Cu2+] = 10−4 моль/л.
11. Вычислите ЭДС концентрационного элемента при [Ni2+] = 10−2 моль/л
у одного электрода и [Ni2+] = 10−6 моль/л у другого электрода.
12. Определите концентрацию ионов меди в растворе, если ЭДС медно-цинкового элемента равна 1,16 В и [Zn2+] = 10−2 моль/л.
13. Гальванический элемент составлен из серебряного электрода, погруженного в 1 М раствор AgNO3 и стандартного водородного электрода.
Чему равна его ЭДС?
14. Исходя из значений стандартных электродных потенциалов и
о
ΔG 298, укажите, можно ли в гальваническом элементе осуществить реакцию
Zn + Cd2+ ' Zn2+ + Cd
Химия. Лаб. практикум
-105-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ
РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель работы
Ознакомление с процессами электролиза, протекающими в растворах
электролитов с использованием растворимых и нерастворимых анодов.
Краткие теоретические сведения
Растворы электролитов, как известно, проводят электрический ток.
Переносчиками электронов в растворах электролитов являются ионы, движение которых под влиянием электрического тока становится направленным.
Если прохождение тока по металлическому проводнику не сопровождается протеканием в нем каких-либо химических процессов, то прохождение электрического тока через раствор электролита сопровождается явлением электролиза.
Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического
тока. При электролизе происходит превращение электрической энергии в
химическую энергию.
Ячейка для электролиза (рис. 11.1), называемая электролизером, состоит из двух электродов 1 и электролита 2. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному
полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция
окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.
Рис. 11.1. Схема электролизера
При электролизе на электродах выделяются вещества. Количественная сторона этого процесса устанавливается законами Фарадея:
Химия. Лаб. практикум
-106-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Краткие теоретические сведения
1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества (m =
Ì
⋅I⋅t
), где m – масса вещества, испытавшего превращение на
F
ýêâ
электроде; Мэкв – молярная масса эквивалента этого вещества; I – сила тока;
t – время электролиза, с; F – постоянная Фарадея;
2) массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном
количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов (m1/m2 =
на электродах; Ì
ýêâ1
Ì
ýêâ1
Ì
ýêâ 2
иÌ
), где m1, m2 – массы веществ, прореагировавших
ýêâ 2
– молярные массы их эквивалентов.
Последовательность электродных процессов. В водных растворах
электролитов кроме ионов электролита всегда будут находиться и ионы воды. Вода, хотя и в малой степени, но диссоциирует на катионы водорода и
гидроксид-анионы: Н2О ' Н+ + ОН–. Ионы воды могут принимать участие в
электродных реакциях.
При наличии нескольких видов ионов возможно протекание нескольких электродных реакций. Рассмотрим их последовательность. Так, на катоде
идет реакция восстановления, т. е. прием электронов окислителем, значит, в
первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. Таким
образом, на катоде, прежде всего, протекает электрохимическая реакция с катионом, имеющим наиболее положительный потенциал.
Для катодного восстановления при электролизе водного раствора
электролита все окислители можно разделить на три группы:
1. Ионы металлов, потенциал которых существенно отрицательнее потенциала водородного электрода. К ним относятся ионы щелочных, щелочноземельных и других металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее алюминия. В водных растворах разряд этих ионов на катоде
практически не происходит, так как на катоде выделяется водород:
2Н+ + 2ē → Н2
2. Окислители, потенциал которых положительнее потенциала водородного электрода. К ним относятся ионы Cu2+, Ag+, Hg2+, Au3+, платиновых
металлов. При их наличии в растворе или у электрода они разряжаются в
первую очередь и разряд ионов Н+ не происходит.
3. Ионы, потенциал которых мало отличается от потенциала водородного электрода. К ним относятся ионы Sn2+, Pb2+, Ni2+, Co2+, Zn2+, Cd2+ и других металлов, находящихся в ряду стандартных электродных потенциалов
между алюминием и водородом. При сравнении стандартных потенциалов
этих металлов и водорода можно было бы сделать вывод о невозможности
выделения металлов на катоде. Однако следует учесть, что, во-первых, стандартный потенциал водородного электрода соответствует концентрации ионов Н+, равной 1, т. е. рН = 0. С увеличением рН потенциал водородного
электрода становится отрицательнее. Так, при рН = 5,0, атмосферном давле Химия. Лаб. практикум
-107-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Краткие теоретические сведения
нии и температуре 25 оС, φ = −0,059·5 = −0,295 В. Как видно, при рН = 5,0
потенциал водородного электрода становится отрицательнее стандартных
потенциалов олова, свинца, кобальта и никеля.
Во-вторых, выделение водорода на некоторых катодах происходит с более высокой поляризацией (перенапряжением) по сравнению с поляризацией
(перенапряжением) разряда многих металлов. Таким образом, при некоторой
плотности тока потенциал выделения водорода становится отрицательнее, чем
потенциал выделения металла. Поэтому при наличии в растворе катионов таких
металлов происходит их восстановление вместе с молекулами воды.
На аноде протекают реакции окисления восстановителей, т. е. отдача
электронов восстановителем, поэтому в первую очередь на аноде должны
реагировать наиболее сильные восстановители – вещества, имеющие наиболее отрицательный потенциал. На аноде при электролизе водных растворов
может протекать несколько процессов:
1) растворение металла:
М – nē → Мn+
2ОН– – 2ē → 1/2О2 + Н2О
2) окисление ионов ОН–:
3) окисление других веществ, присутствующих в приэлектродном
пространстве.
Если потенциал металлического анода имеет более отрицательное
значение, чем потенциал ионов ОН– или других веществ, присутствующих в
растворе, в газовой фазе около электрода или на электроде, то происходит
растворение металла. При этом протекает электролиз с растворимым анодом.
Если потенциал металлического анода близок к потенциалу других
электродных процессов, то наряду с растворением металла на аноде протекают процессы окисления, например, разряд ионов ОН–. В этом случае также
говорят об электролизе с растворимым анодом, но учитывают и сопутствующие анодные процессы.
Если потенциал металла или другого проводника первого рода, используемого в качестве анода, имеет наиболее положительное значение, чем
потенциалы возможных анодных процессов, то протекает электролиз с нерастворимым анодом. В качестве нерастворимых анодов применяют золото
и платиновые металлы, диоксид свинца, оксид рутения и другие вещества,
имеющие положительные значения равновесных электродных потенциалов, а
также графит.
При электролизе с нерастворимым анодом на электроде может окисляться ион ОН– или другие ионы, а также недиссоциированные молекулы
восстановителей, присутствующие в растворе. Анионы бескислородных кислот (S2–, I–, Br–, Cl–) при их достаточной концентрации легко окисляются.
Фтор из-за положительного значения потенциала не может быть выделен из
водных растворов на аноде. На аноде не окисляются также ионы кислород2−
3−
−
ных кислот (SO 4 , PO 4 , NO 3 ) в связи с высокими значениями электродных
потенциалов, поэтому в их присутствии в растворе на нерастворимом аноде
протекает лишь реакция выделения кислорода.
Химия. Лаб. практикум
-108-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Экспериментальная часть
Опыт 1
Электролиз хлорида олова (II)
Для проведения опыта вам потребуется электролизер (рис. 11.1), заполненный на 3/4 его объёма раствором SnCl2. Графитовые электроды опустите в электролизер, соедините металлическим проводником с источником
постоянного тока. Через 1-2 мин отметьте появление на катоде кристалликов
металлического олова. Какое вещество выделяется на аноде? Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Опыт 2
Электролиз иодида калия
Наполните электролизер на 3/4 его объёма раствором иодида калия.
Графитовые электроды опустите в электролизер, соедините металлическим
проводником с источником постоянного тока. Через 1-2 мин ток отключите и
в катодное пространство добавьте 2-3 капли раствора кислотно-основного
индикатора – фенолфталеина (он окрашивается в красный цвет), а в анодное –
качественный реактив на иод – раствор крахмала (он становится синим). Объясните наблюдения. Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Опыт 3
Электролиз сульфата натрия
Наполните электролизер на 1/2 его объёма раствором сульфата натрия
Na2SO4. Графитовые электроды опустите в электролизер, соедините металлическим проводником с источником постоянного тока. Отметьте выделение
газов на обоих электродах. Через 1-2 мин ток отключите и добавьте и в катодное и в анодное пространство раствор кислотно-основного индикатора –
лакмуса. Наблюдайте за изменением окраски индикатора, объясните, с чем связано данное явление. Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Опыт 4
Электролиз соли меди с медным анодом
Наполните электролизер на 3/4 его объёма раствором сульфата меди
CuSO4.
1. Катод из графита и анод из меди опустить в электролизер, соедините металлическим проводником с источником постоянного тока. Через 2-3 мин
ток отключите и отметьте появление медного налета на графитовом электроде. Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Химия. Лаб. практикум
-109-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Экспериментальная часть
2. Поменяйте местами электроды из п. 1: катод – медный, анод – графитовый с налетом меди. Опустите их в электролизер, соедините металлическим проводником с источником постоянного тока. Через 2-3 мин отметьте
исчезновение медного налета на графитовом электроде и выделение газа. Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Составьте схемы электролиза водных растворов: а)
сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия. Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.
Р е ш е н и е. а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:
2−
CuSO4 = Cu2+ + SO 4
Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.
Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет
происходить окисление воды. Схема электролиза:
катод:
Cu2+ + 2ē = Cu
анод:
2Н2О – 4ē = 4Н+ + О2
суммарное уравнение
2Cu2+ + 2H2O → 2Cu + 4H+ + O2
или
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2
б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе
MgCl2 = Mg2+ + Cl–
Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет
восстановление воды), хлорид-ионы – окисляются. Схема электролиза такова:
катод:
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН–
анод:
2Cl– – 2ē = Cl2
суммарное уравнение
2H2O + 2Cl– → Cl2 + H2 + 2OH–
или
MgCl2 + 2H2O → Cl2 + H2 + Mg(OH)2
Химия. Лаб. практикум
-110-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Примеры решения типовых задач
в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе
2−
K2SO4 = 2K+ + SO 4
Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в
водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а
на аноде – окисление воды. Схема электролиза такова:
катод:
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН–
анод:
2Н2О – 4ē = 4Н+ + О2
суммарное уравнение
6Н2О → 2Н2 + 4Н+ + 4ОН– + О2
или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН– = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),
2Н2О → 2Н2 + О2
П р и м е р 2. При электролизе раствора гидроксида калия с угольными электродами на аноде получено 25 мл газа. Сколько газа выделилось
при этом на катоде?
Р е ш е н и е. Составим схему процесса электролиза, учитывая, что
катионы калия не восстанавливаются в водном растворе:
катод:
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН–
анод:
4ОН– – 4ē = О2 + 2Н2О
суммарное уравнение
2Н2О → 2Н2 + О2
Таким образом, на аноде выделяется кислород, на катоде – водород.
Количество электричества, прошедшее через катод и анод, одинаково, поэтому для расчета объема водорода, выделившегося на катоде, воспользуемся
вторым законом Фарадея:
VO2
VH2
=
VýêâO2
VýêâH2
.
VO2 = 25 мл = 0,025 л; VH2 = х; VýêâO2 = 22,4 л/4 = 5,6 л;
Výêâ H 2 =
22, 4ë
= 11,2 л.
2
Отсюда х Výêâ H 2 = 0,05 л = 50 мл.
Химия. Лаб. практикум
-111-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Контрольные вопросы и задачи
1. Что такое электролиз? Охарактеризуйте процессы, протекающие на
катоде и аноде.
2. Каким законам подчиняются процессы электролиза?
3. Чем определяется последовательность катодных процессов?
4. Какие вещества и в какой последовательности окисляются на аноде?
5. Составьте схему электролиза водного раствора хлорида меди.
6. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата цинка.
7. Составьте схему электролиза водного раствора SnCl2 (оловянный анод).
8. Составьте схему электролиза водного раствора нитрата калия.
9. Какая масса гидроксида калия, г, образовалась у катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода, измеренного при н.у.?
10. Через раствор сульфата кадмия пропущено 96500 Кл электричества. Какова масса кадмия, выделившегося на катоде?
11. Через раствор сульфата кадмия пропущено 96500 Кл электричества. Какова масса кадмия, выделившегося на катоде?
12. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди?
13. Вычислите время, необходимое для выделения 2,8 г железа из раствора сульфата железа (FeSO4) при силе тока 10 А.
14. Вычислите массу выделившейся меди при прохождении тока 5 А
через раствор CuCl2 в течение 25 с.
15. Какая масса (г) H2SO4 образуется около нерастворимого анода при
электролизе раствора Na2SO4, если на аноде выделяется кислород объемом 1,12
л, измеренный при н.у.? Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде.
Химия. Лаб. практикум
-112-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ
МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Цель работы
Ознакомление с процессами химической и электрохимической коррозии, протекающими в различных средах, и некоторыми методами борьбы с
коррозией.
Краткие теоретические сведения
Металлы и изделия из них, соприкасаясь с воздухом, водой и различными
агрессивными реагентами, постепенно подвергаются разрушению, коррозии.
Коррозия – это разрушение металла в результате его физикохимического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуют продукты, состав которых зависит от условий коррозии.
Коррозия протекает с уменьшением энергии Гиббса. Поэтому эти
процессы протекают самопроизвольно. Химическая энергия реакции коррозионного разрушения металлов выделяется в виде теплоты и рассеивается в
конечном счете в окружающем пространстве.
Безвозвратные потери от коррозии составляют до 15 % от ежегодного
производства металлов. Цель борьбы с коррозией – это сохранение ресурсов
металлов, мировые запасы которых ограничены. Изучение коррозии и разработка методов защиты металлов от нее представляют теоретический интерес
и имеют большое народно-хозяйственное значение.
По механизму протекания коррозионного процесса, зависящему от
характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия характерна для сред, непроводящих электрический ток. По условиям протекания коррозионного процесса различают: а) газовую коррозию – в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла,
обычно при высоких температурах; б) коррозию в неэлектролитах – агрессивных органических жидкостях.
Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Электрохимическая коррозия может протекать: а) в электролитах – в водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде; б) в атмосфере любого влажного газа; в) в почве.
Особым видом электрохимической коррозии следует считать коррозию за счет внешнего электрического тока.
Наибольший вред наносит электрохимическая коррозия, причиной которой может быть неоднородность поверхности металла и различные металлические и неметаллические примеси.
Химия. Лаб. практикум
-113-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Краткие теоретические сведения
В этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов)
протекают электрические процессы (перенос электронов от одного участка к
другому).
Механизм электрохимической коррозии. Коррозия металла в средах,
имеющих ионную проводимость, протекает через анодное окисление металла
М – nē → Мn+ и катодное восстановление окислителя Ох + nē → Red
Окислителями при коррозии служат молекулы кислорода, хлора, ионы
водорода, железа (III), нитрат-ионы и др. Наиболее часто при коррозии наблюдается восстановление кислорода:
в нейтральной или щелочной среде – О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН–
в кислой среде –
О2 + 4Н+ + 4ē → 2Н2О
и выделение водорода –
2Н+ + 2ē → Н2
Коррозия с участием кислорода называется коррозией с кислородной
деполяризацией; коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с
водородной деполяризацией.
Кроме электрохимических реакций при коррозии обычно протекают
вторичные химические реакции, например, взаимодействие ионов металла с
гидроксид-ионами, концентрация которых повышается в результате катодных реакций Мn+ + n OH– = M(OH)n
Как видно, процессы электрохимической коррозии подобны процессам, протекающим в гальванических элементах. Основным отличием является отсутствие внешней цепи. Электроны в процессе коррозии не выходят из
корродирующего металла, а двигаются внутри металла. Химическая энергия
реакции окисления металла передается не в виде работы, а лишь в виде теплоты. Схема электрохимической коррозии железа в контакте с никелем в
среде электролита – серной кислоты приведена на рис. 12.1.
Железо как металл с меньшим значением стандартного электродного
потенциала является анодом и, соответственно, окисляется:
Fe – 2ē → Fe2+
На катодных участках (никель) происходит восстановление окислителя – ионов водорода:
2Н+ + 2ē → Н2
Катодные и анодные участки в металле чередуются и имеют очень
малые размеры, т. е. речь идет о микроанодах и микрокатодах и соответственно о коррозионных микроэлементах.
Скорость коррозии тем больше, чем дальше в ряду стандартных электродных потенциалов расположены те металлы, из которых образовался
гальваническая пара.
Химия. Лаб. практикум
-114-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Краткие теоретические сведения
Рис. 12.1. Схема электрохимической коррозии железа в контакте
с никелем в среде электролита – серной кислоты
На скорость коррозии влияет и характер раствора электролита. Чем
выше его кислотность (т. е. меньше рН), а также чем больше содержание в
нем окислителей, тем быстрее протекает коррозия. Значительно возрастает
коррозия с ростом температуры.
Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом воздуха или в
агрессивной среде переходят в пассивное состояние, при котором резко замедляется коррозия. Например, серная и азотная кислоты, концентрация которых близка к 100 %, легко пассивируют железо и оно практически не взаимодействуют с кислотами. Причина заключается в том, что на поверхности
металла образуется плотная оксидная пленка, которая препятствует контакту
металла со средой.
Защитная пленка всегда имеется на поверхности алюминия. Подобные
пленки в сухом воздухе образуются также на Be, Cr, Zn, Ta, Ni, Cu и других
металлах. При определенных условиях кислород является наиболее распространенным пассиватором.
Защита от коррозии. Выбор способа защиты металлических изделий
от коррозии определяется его эффективностью, а также экономической целесообразностью. Все методы защиты условно делятся на следующие группы:
а) легирование металлов; б) защитные покрытия (металлические и неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной
среды; д) рациональное конструирование изделий.
Легирование металлов. При легировании в состав сплава вводят
компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, алюминий и др. Введение некоторых добавок к
сталям (титана, меди, хрома и никеля) приводит к тому, что при коррозии образуются плотные продукты реакции, предохраняющие сплав от дальнейшей
коррозии.
Химия. Лаб. практикум
-115-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Краткие теоретические сведения
Защитные покрытия. Это слои, искусственно создаваемые на поверхности металлических изделий и сооружений для защиты их от коррозии. Выбор
вида покрытия чаще всего зависит от условий, в которых используется металл.
Металлические покрытия. Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (цинк, кадмий, алюминий,
серебро и др.), так и их сплавы (латунь, бронза). По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их можно разделить на катодные и
анодные. К катодным относятся покрытия, потенциалы которых в данной
среде имеют более положительное значение, чем потенциал основного металла. В качестве примеров катодных покрытий стальных изделий можно
привести медь, никель, серебро. При повреждении покрытия (или наличии
пор) возникает коррозионный элемент, в котором основной материал служит
анодом и растворяется, а материал покрытия – катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород. Анодные покрытия имеют более
отрицательный потенциал, чем потенциал основного металла. Примером
анодного покрытия может служить цинк на стальных изделиях. В этом случае основной металл будет катодом коррозионного элемента, поэтому он не
корродирует. Потенциалы металлов зависят от состава растворов, поэтому
при изменении состава раствора может меняться и характер покрытия.
Неметаллические защитные покрытия. Они могут быть как органическими, так и неорганическими. Защитное действие этих покрытий сводится
в основном к изоляции металла от окружающей среды. В качестве неорганических покрытий применяются неорганические эмали, оксиды металлов, соединения хрома, фосфора и др. К органическим относятся лакокрасочные
покрытия, покрытия смолами, пластмассами, полимерными пленками, резиной.
Электрохимическая защита. Метод основан на торможении анодных или катодных реакций коррозионного процесса. Электрохимическая защита осуществляется присоединением к защищаемой конструкции металла с
более отрицательным значением электродного потенциала – протектора, а
также катодной (катодная защита) или анодной (анодная защита) поляризацией за счет извне приложенного тока. Наиболее применима электрохимическая защита в коррозионных средах с хорошей ионной проводимостью. Катодная защита используется для защиты от коррозии подземных трубопроводов, кабелей; ее также применяют к шлюзовым воротам, подводным лодкам,
водным резервуарам и пр.
Сущность катодной защиты заключается в том, что защищаемое изделие подключается к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому оно становится катодом, а анодом служит вспомогательный, обычно стальной электрод, который растворяется:
M – nē → Mn+
а на защищаемом сооружении (катоде) выделяется водород:
2Н2О + 2ē → Н2 + 2ОН–
Химия. Лаб. практикум
-116-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Краткие теоретические сведения
При протекторной защите к изделию присоединяют металл или
сплав, потенциал которого значительно отрицательнее потенциала металла
изделия – протектор. В качестве материала протекторов используют сплавы
алюминия, магния и цинка. В коррозионной среде металл протектора растворяется:
Al – 3ē → Al3+
а на изделии выделяется водород:
2Н2О + 2ē→ Н2 + 2ОН–
Изменение свойств коррозионной среды. Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опасных в коррозионном
отношении. Например, в нейтральных средах обычно протекает коррозия с
поглощением кислорода. Его удаляют деаэрацией или восстанавливают с
помощью соответствующих восстановителей (гидразин, сульфиты и т.п.).
Агрессивность среды может уменьшаться также при снижении концентрации
ионов водорода. Для защиты от коррозии широко применяют ингибиторы –
вещества, при добавлении которых в небольших количествах в среду, где находится металл, значительно уменьшается скорость коррозии металла. Ингибиторы применяют главным образом в системах, работающих с постоянным
или мало обновляемым объемом раствора.
Механизм действия значительного числа ингибиторов заключается в
адсорбции ингибитора на корродирующей поверхности и последующем торможении анодных или катодных процессов.
Рациональное конструирование изделий. Оно должно исключать наличие или сокращать число и размеры особо опасных с точки зрения коррозии участков в изделиях или конструкциях, а также предусматривать специальную защиту металла этих участков от коррозии.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Удаление защитной пленки с металла
Для проведения опыта вам понадобятся две стеклянные пробирки, в
каждую внесите 1,5-2,0 мл дистиллированной воды и несколько крупинок
металлического магния. Почему магний в этих условиях не взаимодействует
с водой?
В одну из пробирок добавьте 6 капель насыщенного раствора хлорида
аммония NH4Cl. Объясните активное растворение магния в этой пробирке.
Записать уравнения протекающей реакции.
Химия. Лаб. практикум
-117-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Экспериментальная часть
Опыт 2
Коррозия при контакте различных металлов
Согнутую под углом стеклянную трубку закрепите в штативе и заполните 0,01 н. раствором серной кислоты. В одно из отверстий трубки поместите медную пластину, в другое – цинковую так, чтобы пластины не соприкасались. Наблюдайте выделение водорода на поверхности цинка и его отсутствие на поверхности меди.
Приведите пластинки в контакт друг с другом. Чем объяснить появившееся выделение водорода на поверхности меди? Как влияет контакт с
медью на коррозию цинка? Напишитеь схему действия возникшего гальванического микроэлемента.
Опыт 3
Катодные и анодные защитные металлические покрытия
Две пробирки заполните наполовину дистиллированной водой, добавьте по 2-3 капли раствора серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия
K3[Fe(CN)6] – качественного реактива на ионы железа (II), растворы перемешать. В одну пробирку опустите полоску оцинкованного железа (железа, покрытого цинком), в другую – полоску луженого железа (железа, покрытого
оловом). Через 1-2 мин наблюдайте изменение окраски раствора в пробирке с
луженым железом. Синий цвет раствора обусловлен появлением в растворе
ионов железа (II), которые с гексацианоферратом (III) калия образуют турнбулеву синь Fe4[Fe(CN)6]3. Почему цвет раствора в пробирке с оцинкованным
железом остался без изменения? Составьте схемы электрохимической коррозии, протекающей в обеих пробирках.
Опыт 4
Коррозия железа в различных электролитах
Для проведения опыта вам понадобятся 5 стеклянных пробирок, наполовину заполненных растворами следующих электролитов: 1 – дистиллированной водой; 2 – водным раствором NaCl; 3 – водным раствором MgCl2; 4
– водным раствором NaOH; 5 – водным раствором HCl. В каждую из пробирок добавьте 2–3 капли гексацианоферрата (III) калия и поместить железную
пластину (или гвоздь). Объясните происходящие процессы, сравните интенсивность коррозии железа в различных средах, запишите уравнения коррозионных процессов. Выводы оформите в виде таблицы:
Коррозионная
среда
Индикатор
коррозии железа
Химия. Лаб. практикум
Окраска раствора
с железной пластиной
Уравнения коррозионных
процессов
-118-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Экспериментальная часть
Опыт 5
Протекторная защита стали
В два стеклянных стаканчика налейте по 10 мл разбавленной (~10 %)
серной кислоты и по 2-3 капли гексацианоферрата (III) калия. В один стаканчик опустите стальную пластинку, в другой – стальную пластинку, соединенную металлическим проводником с цинковой пластинкой. Объясните
коррозию железа в одном из стаканчиков и ее отсутствие в другом.
Опыт 6
Нанесение гальванического покрытия
Никелирование меди. Никелирование проводят в кислых растворах
при рН = 5–5,5. Для проведения опыта вам понадобится электролизер, заполненный раствором электролита, содержащим NiSO4 (100 г/л), H3PO4 (10 г/л),
NaCl (15 г/л). Фосфорная кислота в электролите поддерживает необходимую
для никелирования кислотность. Ионы Cl– , адсорбируясь на поверхности никеля, препятствуют образованию оксидных пленок, тем самым предотвращают
пассивацию анода.
Растворимый никелевый анод и предварительно обезжиренный и
промытый водой медный катод опустите в электролизер. Подсоедините электроды металлическим проводником к источнику постоянного тока. Оптимальная плотность тока при никелировании составляет 1-2 А/дм2. Наблюдайте осаждение никелевой пленки на медном катоде. Сделайте вывод об окончании
процесса. Ответьте на вопросы. Почему на катоде осаждается никель, а не восстанавливается протон? Почему на аноде не выделяются газообразные продукты окисления? Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. К какому типу относится оловянное покрытие на стали
и на меди? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии луженых стали и меди при нейтральной реакции среды и 298 К? Напишите
уравнения катодных и анодных реакций.
Р е ш е н и е. 1. Оловянное покрытие на стали будет катодным, т.к.
стандартный электродный потенциал олова (Е0Sn2+/Sn = −0,14 В) более положителен, чем потенциал железа (Е0Fe2+/Fe = −0,44 В).
2. Покрытие из олова на меди будет анодным, т.к. потенциал олова
0
(Е Sn2+/Sn = – 0,14 В) более отрицателен, чем потенциал меди (Е0Сu2+/Cu = + 0,34 В).
При атмосферной коррозии в нейтральной среде при 298 К будут протекать следующие реакции.
В первом случае:
анодное разрушение железа Fe – 2ē = Fe2+
и катодное восстановление окислителя О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН–
Химия. Лаб. практикум
-119-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Примеры решения типовых задач
Во втором случае:
анодное окисление олова Sn – 2ē = Sn2+
и катодное восстановление окислителя О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН–
П р и м е р 2. Приведите примеры катодных и анодных покрытий
для кобальта. Составьте уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.
Р е ш е н и е. 1. Катодными покрытиями для кобальта будут являться
все металлы с большими значениями стандартных электродных потенциалов,
т. е. те, которые в ряду напряжений металлов стоят справа от него. Например,
никель, олово, свинец и т.д.
Во влажном воздухе при нарушении целостности катодного покрытия
будет происходить окисление основного металла, т. е. кобальта:
Со − 2ē = Со2+
а на катоде (например, из никеля) будет восстанавливаться окислитель окружающей среды:
О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН–
Схема коррозии кобальта в среде соляной кислоты будет отличаться
от вышеупомянутой лишь тем, что в качестве окислителя выступают ионы
водорода Н+ среды, которые и будут восстанавливаться на катоде: 2Н+ + 2ē →
Н2
2. Анодными покрытиями для кобальта будут являться все металлы с
более отрицательным значением стандартного электродного потенциала,
т. е. стоящие в ряду напряжений металлов слева от кобальта. Например, кадмий, хром, алюминий и др.
При нарушении целостности анодного покрытия окислению подвергается металл покрытия и до тех пор, пока не разрушится покрытие, основной металл будет сохраняться.
Во влажном воздухе анодное окисление металла-покрытия, например,
кадмия Cd − 2ē = Cd2+ и катодное восстановление окислителя О2 + 2Н2О + 4ē →
→ 4ОН–.
В среде соляной кислоты анодное окисление кадмия Cd − 2ē = Cd2+ и
катодное восстановление ионов водорода 2Н+ + 2ē → Н2.
Контрольные вопросы и задачи
1. Что такое коррозия металлов? Классифицировать коррозию по механизмам ее протекания.
2. Охарактеризуйте сущность электрохимической коррозии.
3. Что такое гальванические микроэлементы? Какие процессы протекают по анодному и катодному механизмам при коррозии в кислой и нейтральной средах.
Химия. Лаб. практикум
-120-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
Контрольные вопросы и задачи
4. Что такое кислородная и водородная деполяризация?
5.От каких факторов зависит скорость коррозии?
6. Почему в железной бочке можно хранить сильно концентрированную и нельзя хранить разбавленную серную кислоту?
7. Если на стальной предмет нанести каплю воды, то коррозии подвергается средняя, а не внешняя часть смоченного металла. После высыхания
капли в ее центре появляется пятно ржавчины. Чем это можно объяснить?
Какой участок металла, находящийся под каплей воды, является анодным и
какой – катодным? Составьте уравнения соответствующих процессов.
8. Перечислите известные методы защиты металлов от коррозии. Чем
следует руководствоваться при их выборе?
9. В чем заключается сущность протекторной защиты металлов от
коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите,
содержащем растворенный кислород. Составьте уравнения анодного и катодного процессов.
10. Напишите уравнения электродных реакций, протекающих при катодной защите стальных труб.
Химия. Лаб. практикум
-121-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13.
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы
Ознакомление с принципами образования комплексных соединений, их
строением, номенклатурой и химическими свойствами.
Краткие теоретические сведения
В реакциях, протекающих в растворах, принимают участие неизменные группировки атомов в виде ионов (SO 24− , Cl–, OH–, NO 3− , ...) или нейтральных молекул (NH3, CO, H2O, ...). Эти группировки атомов способны к
взаимодействию в растворе с ионами металлов и образованием более сложных частиц. Так, при взаимодействии нитрата серебра и цианида калия образуется осадок цианида серебра, произведение растворимости которого
равно ПР = [Ag+][CN–] = 7 ⋅ 10–15:
AgNO3 + KCN = AgCN↓ + KNO3
Понижение концентрации ионов Ag+ в растворе за счет образования
прочного комплексного иона [Ag(CN)2]– (консанта нестойкости Кн = 1,76 ⋅ 10–5)
приводит к нарушению равновесия между раствором и твердой фазой, т. е. к
растворению осадка по уравнению
AgCN↓ + KCN = K[Ag(CN)2]
Соединения, в состав которых входят комплексные (сложные) ионы и
имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, называются комплексными (координационными). Эти новые соединения отличаются по свойствам от составляющих их простых соединений, например, имеют иную окраску, растворимость и способность взаимодействовать с различными реагентами.
Комплексные ионы состоят из центрального атома, вокруг которого
расположены другие ионы или полярные молекулы.
Центральный атом, или ион, называется комплексообразователем,
молекулы, ионы, расположенные около комплексообразователя − лигандами.
Число лигандов называется координационным числом комплексообразователя. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения, которую принято заключать в квадратные скобки. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов
центрального атома и всех лигандов. Частицы, которые не входят в состав
внутренней сферы, образуют внешнюю координационную сферу, заряд которой нейтрализует заряд внутренней сферы.
Химия. Лаб. практикум
-122-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
В полученном комплексном соединении K[Ag(CN)2] комплексообразователь − Ag+, лиганды – ионы CN−, [Ag(CN)2]– − внутренняя координационная сфера комплекса, ионы К+ образует внешнюю сферу, координационное
число (КЧ) комплексообразователя равно 2.
Схему строения комплексного соединения K[Ag(CN)2] можно представить следующим образом:
Комплексообразователь
Лиганды
K[Ag(CN)2]
Внешняя сфера
Внутрення сфера
Комплексообразователями чаще всего выступают положительно заряженные ионы металлов. Комплексообразование особенно характерно для
ионов переходных металлов.
Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы:
2−
а) отрицательно заряженные ионы: OH−, Cl−, F−, I−, NO2−, CN−, CO 3 ,
2−
S2O 3 , ...; полярные молекулы: H2O, NH3, CO (подобные лиганды связаны с
комплексообразователем одной ковалентной связью и называются монодентантными (1)).
б) неполярные, но легко поляризующиеся молекулы, например, этилен-диамин NH2−CH2−CH2−NH2, оксалат-ион С2О42–, карбонат-ион СО32–, которые образуют с комплексообразователем две ковалентные связи и называются бидентантными (2):
⎡H 3N
⎢
⎢
⎢⎣ H 3 N
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
CH 2
|
CH 2
M
NH 2
NH3⎤
⎥
⎥
N H 3 ⎥⎦
2+
NH 2
M
NH 2
NH 2
(1)
CH 2 ⎤
⎥
|
⎥
C H 2 ⎥⎦
2+
(2)
Координационные числа наиболее часто равны двум, четырем и шести, что соответствует линейной (КЧ = 2), квадратной, тетраэдрической (КЧ = 4)
и октаэдрической (КЧ = 6) пространственным конфигурациям комплекса.
Образование химических связей в комплексе между комплексообразователем и лигандами происходит по донорно-акцепторному механизму
«неподеленная пара электронов − свободная орбиталь»:
А:
Донор
Химия. Лаб. практикум
+ :В = А:В
Акцептор
-123-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Комплексные ионы могут быть как катионами [Ag(NH3)2]+, так и
анионами [Ag(CN)2]−. Известны комплексы, не несущие заряда, например,
[Pt(NH3)2Cl2], называемые комплексными неэлектролитами.
Среди комплексных соединений имеются:
кислоты:
H[AuCl4], H2[SiF6]
основания:
[Ag(NH3)2]OH, [Cu(NH3)4](OH)2
соли:
[Ni(NH3)6](NO3)2, Na3[AlF6]
При составлении названий комплексных соединений вначале указывается анион, а затем катион в родительном падеже. В скобках римской цифрой пишется степень окисления комплексообразователя. Лиганды называют2−
ся: Н2O – акво, NH3 – аммин, Cl– – хлоро, CN– – циано, SO 4 – сульфато и т.
д. Пример: [Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра (I); [Co(NH3)6](NO3)3 –
нитрат гексаамминкобальта (III); [Zn(H2O)4]SO4 – сульфат тетрааквоцинка
(II); K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия; K2[PtCl4] – тетрахлороплатинат
(II) калия; [Pd(NH3)2Cl2] – дихлородиамминпалладий.
Зная состав комплексного соединения и учитывая его электронейтральность, можно определить заряд комплексного иона и степень окисления
комплексообразователя. Например, в соединении [Cr(NH3)4(H2O)Cl]Cl2 заряд
комплексного иона численно равен, но противоположен по знаку заряду ионов внешней сферы (+2). Заряд комплексного иона также равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. В рассматриваемой
соли степени окисления лигандов-молекул NH3 и H2O равны нулю, а иона
хлора (–1). Степень окисления комплексообразователя Х рассчитывают следующим образом: + 2 = Х + (− 1); Х = + 3.
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют, образуя
комплексные ионы и ионы внешней сферы. Этот процесс называется первичной диссоциацией. При первичной диссоциации комплексы ведут себя как
сильные электролиты, так как связь между внутренней и внешней сферами
ионного типа, например такова:
[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl−
K[Ag(CN)2] → K+ + [Ag(CN)2]−
Комплексные ионы подвергаются вторичной диссоциации. Вторичная
диссоциация протекает в незначительной степени, поскольку лиганды связаны с комплексообразователем прочной ковалентной связью. Диссоциация
сопровождается последовательным замещением лиганда во внутренней сфере на молекулы растворителя:
[Ag(NH3)2]+ ' Ag+ + 2NH3
[Ag(CN)2]− ' Ag+ + 2CN−
Применив закон действия масс к равновесиям диссоциации комплексных ионов как к слабым электролитам, получим выражения констант нестойкости комплексов:
Химия. Лаб. практикум
-124-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
+
Kí =
2
[Ag ] ⋅ [NH 3 ]
+
[[Ag(NH 3 ) 2 ] ]
+
−8
= 6,8 ⋅ 10 ,
Kí =
− 2
[Ag ] ⋅ [CN ]
−
[[Ag(CN) 2 ] ]
= 1, 0 ⋅ 10
−24
,
где в квадратных скобках указаны концентрации соответствующих ионов и
молекул.
Константы нестойкости комплексных ионов характеризуют прочность
(устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. Чем меньше
константа нестойкости, тем устойчивее комплекс, т. е. тем меньше концентрация продуктов его распада. В приведенных примерах комплекс [Ag(CN)2]−
более прочен, чем комплекс [Ag(NH3)2]+.
Известны комплексные соединения с неустойчивой в растворе внутренней сферой. Такие соединения называются двойными солями. Они полностью диссоциируют на простые ионы и этим отличаются от комплексных соединений. Например, комплексную соль (NH4)2[Fe(SO4)2(H2O)6] можно представить в виде двойной соли (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O и её диссоциация запишется так:
(NH4)2[Fe(SO4)2(H2O)6] = 2NH4+ + [Fe(SO4)2(H2O)6]2− =
2−
= 2NH4+ + Fe2+ + 2SO 4 + 6H2O
Экспериментальная часть
Опыт 1
Образование и диссоциация соединения с комплексным анионом
В пробирку с 3-4 каплями 0,1 н. раствора нитрата висмута добавьте по
каплям 0,5 н. раствор иодида калия KI до выделения темно-бурого осадка иодида висмута (III) BiI3, затем еще 2-3 капли раствора иодида калия до полного растворения выпавшего осадка с образованием комплексного соединения
эмпирической формулы KI·BiI3. Отметьте цвет полученного раствора. Принадлежит ли эта окраска ионам K+, Bi3+, I−? Какой из этих ионов должен быть
комплексообразователем и почему? С какими лигандами он может образовать в данном растворе комплексный ион?
Напишите координационную формулу полученного тетраиодовисмута
калия, уравнение его электролитической диссоциации, константу нестойкости комплексного иона, а также молекулярные и ионные уравнения реакции
образования иодида висмута и взаимодействия его с иодидом калия.
Опыт 2
Образование и диссоциация соединений с комплексным катионом
В три пробирки внесите по 3-4 капли 0,1 н. раствора солей Ni2+, Zn2+,
Cu2+, добавьте по каплям 25 %-й раствор аммиака до образования осадков
Химия. Лаб. практикум
-125-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
Ni(OH)2, Zn(OH)2 и Cu(OH)2. Затем прилейте избыток аммиака до растворения осадков и образования комплексных оснований, содержащих ионы
[Ni(NH3)6]2+, [Zn(NH3)4]2+ и [Cu(NH3)4]2+. Сравните окраску ионов Ni2+, Zn2+,
Cu2+ с окраской полученных растворов.
Составьте молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций, уравнения электролитической диссоциации комплексных оснований и
выражения для констант нестойкости.
Опыт 3
Образование соединения, содержащего
комплексный катион и комплексный анион
Внесите в пробирку две капли 0,1 н. раствора гексацианоферрата (II)
калия K4[Fe(CN)6] и четыре капли сульфата никеля NiSO4 (выпадает осадок
гексацианоферрата (II) никеля). Прибавляйте по каплям 25 %-й раствор аммиака до полного растворения осадка. Через 1-2 мин из полученного раствора начинают выпадать бледно-лиловые кристаллы соли [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6].
Напишите уравнения протекающих реакций.
Опыт 4
Обменные реакции в комплексных соединениях
К 4-5 каплям 0,1 н. раствора сульфата меди добавьте такой же объем
0,1 н. раствора K4[Fe(CN)6]. Отметьте цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата (II) меди. Напишите уравнение реакции.
Опыт 5
Диссоциация комплексных ионов
А. Налейте в две пробирки по 2–3 капли 0,1 н. раствора СuSO4. В одну
добавьте 2–3 капли 2 н. раствора NaOH, а в другую – 2 капли (NH4)2S. В первой пробирке образуется осадок Сu(ОН)2 голубого цвета, во второй – осадок
CuS черного цвета. Это качественные реакции на ион Cu2+.
Б. Налейте в пробирку 2-3 капли 0,1 н. раствора CuSO4, добавьте избыток NH4OH до растворения образовавшегося вначале осадка. Полученный
раствор разлейте в две пробирки. В одну пробирку влейте 0,5 н. раствор
NaOH (осадка не образуется), а в другую – раствор (NH4)2S (выпадает осадок
черного цвета).
Объясните наблюдаемые явления исходя из величины произведения
растворимости Cu(OH)2 и уравнений констант нестойкости ионов.
Химия. Лаб. практикум
-126-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
Опыт 6
Различие между простыми и комплексными ионами железа
А. К 2-3 каплям 0,1 н. раствора FeCl3 прилейте немного 0,1 н. раствора
KCNS. Напишите уравнение реакции. Эта реакция характерна для иона Fe3+ и
применяется для его обнаружения.
Б. Докажите, обнаруживается ли ион Fe3+ в растворе K3[Fe(CN)6], проделав реакцию, как в опыте 6 а.
В. Налейте в одну пробирку немного 0,1 н. раствора FeCl3, а в другую
− K3[Fe(CN)6] и добавьте в каждую из них одинаковое количество 0,1 н. раствора FeSO4. Объясните отсутствие изменений в первой пробирке и образование осадка (турнбулевой сини Fe4[Fe(CN)6]3) во второй. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Реакция образования турнбулевой сини является характерной для комплексного иона [Fe(CN)6]3−.
Опыт 7
Диссоциация двойных и комплексных солей
А. В трех пробирках приготовьте раствор соли Мора (NH4)2SO4×
×FeSO4·6H2O, внеся в каждую 6 капель воды и немного соли. В одну из пробирок добавьте 2-3 капли 0,1 н. раствора (NH4)2S, наблюдайте выпадение
черного осадка FeS. Во вторую пробирку налейте 0,1 н. раствора BaCl2 и
наблюдайте образование белого осадка BaSO4. В третью пробирку внесите
7-8 капель 2 н. раствора NaOH, опустите в водяную баню, нагретую до кипения. Посинение лакмусовой бумажки и характерный запах свидетельствуют
о выделении аммиака. Напишите молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций. Присутствие каких ионов в растворе соли Мора указывают на
эти реакции. Напишите уравнение электролитической диссоциации соли Мора.
Б. В пробирку внесите 6 капель 0,1 н. раствора гексацианоферрата (II)
калия. Действием раствора (NH4)2S проверьте наличие в растворе этой соли
ионов Fe2+. Появляется ли черный осадок FeS? Почему?
Напишите уравнение электролитической диссоциации комплексной
соли. Чем отличаются процессы диссоциации двойных и комплексных солей?
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Составьте формулы комплексных ионов для Ag+, Cu2+,
Au3+, в которых их координационные числа равны четырем, а лигандами являются следующие нейтральные молекулы и ионы: NH3, Cl–, S2O32–
Р е ш е н и е. В условии задачи даны ионы комплексообразователи
+
Ag , Cu2+, Au3+, а их координационные числа равны 4, т. е. они присоединяют
четыре лиганда. Комплексные ионы будут иметь вид:
Химия. Лаб. практикум
-127-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Примеры решения типовых задач
[Cu(NH3)4]2+
[CuCl4]2–
[Cu(S2O3)4]6–
[Ag(NH3)4]+
[AgCl4]3–
[Ag(S2O3)4]7–
[Au(NH3)4]3+
[Au(S2O3)4]5–
[AuCl4]–
П р и м е р 2. Составьте формулы всех возможных комплексных соединений, используя в качестве комплексообразователя Co3+ (координационное число его равно шести), в качестве лигандов – NH3, NO2–, внешней сферы
– K+, NO2–.
Р е ш е н и е. Поскольку координационное число иона кобальта равно 6,
во внутренней координационной сфере должно быть 6 лигандов. Заряды
внутренней и внешней координационных сфер в сумме равны нулю. Учитывая эти правила, можно составить следующие комплексные ионы и соответствующие им комплексные соединения:
1. [Co(NH3)6]3+
[Co(NH3)6](NO2)3
2. [Co(NH3)5(NO2)]2+
[Co(NH3)5(NO2)](NO2)2
3. [Co(NH3)4(NO2)2]+
[Co(NH3)4(NO2)2](NO2)
4. [Co(NH3)3(NO2)3]0
[Co(NH3)3(NO2)3]
5. [Co(NH3)2(NO2)4]–
K[Co(NH3)2(NO2)4]
6. [Co(NH3)(NO2)5]2–
K2[Co(NH3)(NO2)5]
7. [Co(NO2)6]3–
K3[Co(NO2)6]
П р и м е р 3. Определите тип гибридизации атомных орбиталей
комплексообразователя и пространственное строение комплекса [HgCl4]2–.
Р е ш е н и е. Электронная конфигурация иона комплексообразовате2+
ля Hg : 5d106s0. Химическая связь в комплексе образуется по донорно-акцепторному механизму, т. е. каждый из четырех лигандов-доноров (4Cl–) предоставляют по одной неподеленной паре электронов, а комплексообразовательакцептор (Hg2+) – свободные атомные орбитали: одну 6s- и три 6р-:
Hg2+
↓↑
↓↑
5d
↓↑
6s
↓↑
↓↑
:Cl–
6p
:Cl–
:Cl–
:Cl–
В образовании химической связи участвуют разные атомные орбитали
(одна s- и три р-), следовательно, имеет место sp3-гибридизация, в результате
которой ковалентные связи направлены к вершинам тетраэдра и ион
[HgCl4]2– имеет тетраэдрическую структуру.
П р и м е р 4. Распишите, как диссоциируют в растворе следующие
комплексные соединения, напишите выражения для констант нестойкости их
комплексных ионов: K2[PtCl6]; [Co(NH3)3(H2O)3]Cl3; [Cr(H2O)3Cl3].
Химия. Лаб. практикум
-128-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Примеры решения типовых задач
Р е ш е н и е. Диссоциация комплексных соединений определяется
характером связи в них. Между внутренней и внешней сферами существует
связь ионного типа, поэтому по первой ступени диссоциация идет полностью, как у сильных электролитов с образованием комплексного иона и ионов внешней сферы.
Во внутренней сфере связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная (образована по донорно-акцепторному механизму), прочная, поэтому диссоциация второй ступени идет незначительно и также ступенчато. Диссоциация комплексного иона, как и любого слабого электролита, являет собой процесс обратимый и характеризуется константой равновесия, называемой в данном случае константой нестойкости комплексного иона
(Кн).
Учитывая вышесказанное, напишем уравнения диссоциации и константы нестойкости комплексных ионов:
1. K2[PtCl6] → 2K+ + [PtCl6]2–
2. [PtCl6]2–' Pt4+ + 6Cl–
6
⎡ Pt 4+ ⎤ ⋅ ⎡Cl− ⎤
⎦ ⎣
⎦ .
Кн = ⎣
2−
[ PtCl6 ]
1. [Co(NH3)3(H2O)3]Cl3 → [Co(NH3)3(H2O)3]3+ + 3Cl–
2. [Co(NH3)3(H2O)3]3+ ' Co3+ + 3NH3 + 3H2O
⎡Co3+ ⎤ ⋅ [ NH3 ]3 ⋅ [ H 2O ]3
⎦
.
Кн = ⎣
3+
Co(NH
)
(H
O)
[
3 3
2
3]
1. [Cr(H2O)3Cl3] ' Cr3+ + 3H2O + 3Cl–
3
⎡Cr 3+ ⎤ ⋅ [ H 2O ]3 ⋅ ⎡Cl− ⎤
⎦
⎣
⎦ .
Кн = ⎣
[Cr(H 2O)3 Cl3 ]
Последнее комплексное соединение относится к типу комплексных неэлектролитов. Практически очень трудно разрушить его внутреннюю сферу.
П р и м е р 5. Константы нестойкости комплексных ионов: [Ag(CN)2]–,
[Au(CN)2]–, [Cu(CN)2]– имеют значения, соответственно, 1 ⋅ 10–21, 5 ⋅ 10–39, 1 ⋅ 10–
16
. Какой из этих ионов самый прочный? Напишите выражения для констант
нестойкости комплексных ионов.
Р е ш е н и е. Мерой устойчивости комплексного иона служит его
константа нестойкости Кн. Чем больше ее значение, тем ниже устойчивость
комплексного иона. Напишем константы нестойкости:
Химия. Лаб. практикум
-129-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Примеры решения типовых задач
2
⎡ Ag + ⎤ ⋅ ⎡CN − ⎤
⎦ ⎣
⎦ ;
Кн = ⎣
−
[ Ag(CN)2 ]
2
⎡ Au + ⎤ ⋅ ⎡CN − ⎤
⎦ ⎣
⎦ ;
Кн = ⎣
−
[ Au(CN)2 ]
2
⎡Cu + ⎤ ⋅ ⎡CN − ⎤
⎦ ⎣
⎦ .
Кн = ⎣
−
[Cu(CN)2 ]
Самый прочный комплексный ион из всех приведенных − [Au(CN)2]–,
так как величина его константы нестойкости имеет наименьшее значение.
Контрольные вопросы и задачи
1. Определите степень окисления и координационное число комплексо-образователя в следующих комплексных соединениях:
а) K[AuBr4]
ж) K3[Co(NO2)6]
б) [Cd(NH3)4](OH)2
з) Ba[Cu(CNS)(CN)3]
в) Na3[Ag(S2O3)2]
и) [Cr(NH3)4(H2O)2]Br3
г) H[Co (H2O)2(CN)4]
к) K[Pt(NH3)Cl3]
д) Cu2[Fe(CN)6]
л) K4[TiCl8]
2. Определите заряд комплексных ионов и составьте формулы комплексных соединений с приведенным катионом или анионом:
а) [Bi3+I4]
д) [Co3+(H2O)4Cl2]
б) [Cr3+(NH3)5Cl]
ж) [Co3+(NH3)2(NO2)4]
в) [Cu2+(NH3)4]
з) [Pt2+(NH3)3(NO2)]
г) [Cr3+(H2O)4Cl2]
и) [Ni2+(CN)4]
3. Из каких солей можно получить K4[Fe(CN)6]? Напишите уравнение
реакции.
4. Известно, что из раствора комплексной соли CoCl3⋅6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор, а из раствора CoCl3⋅5NH3 − только 2/3 хлора. Исходя из этого напишите координационные формулы обоих соединений и
уравнения их диссоциации.
5. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнение реакции
между Cu(NO3)2 и K4[Fe(CN)6], протекающей с образованием осадка.
6. Какая кислота сильнее: HCN или H[Ag(CN)2]? Почему?
7. Из сочетания частиц Cr3+, H2O, Cl− и K+ можно составить 7 координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых
[Cr(H2O)6]Cl3. Составьте формулы других шести соединений и напишите
уравнения их диссоциации в водных растворах и выражения констант нестойкости комплексных ионов.
Химия. Лаб. практикум
-130-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 13. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Контрольные вопросы и задачи
8. Напишите координационные формулы следующих комплексных
соединений и дайте обоснование выбора комплексообразователя:
а) 3NaF ⋅ AlF3
б) SiF4 ⋅ BaF2
в) 2Ca(CN)2 ⋅ Fe(CN)2; з) KCl ⋅ PtCl4 ⋅ NH3
д) 3NaCl ⋅ SrCl3
ж) 3KCN ⋅ Fe(CN)3
з) 2Ba(OH)2 ⋅ Cu(OH)2
г) Cd(OH)2 ⋅ 4NH3
9. Вычислите заряды комплексообразователей в следующих комплексных ионах:
а) [SnF6]2−
ж) [Pt(SO3)4]6−
б) [Au(CN)2Br2]−
з) [Pt(SO3)4]4-
в) [AuCl4]−
и) [Ni(NH3)6]2+
г) [Pt(OH)6]2−
к) [Pt(NO3)2 Cl4]2−
д) [Cr(NH3)3(H2O)3]3+
л) [Pt(NH3)5Cl]3+
е) [Co(CN)4(H2O)2]−
м) [Co(NH3)5CNS]2+
10. Напишите уравнения электролитической диссоциации и выражения для константы нестойкости комплексных ионов следующих соединений:
а) [Cr(NH3)3(CNS)3]
ж) Na2[Pt(CN)4Cl2]
б) [Co(H2O)(NH3)4]Cl3
з) Na3[V(CNS)6]
в) H2[PtCl4(OH)2]
и) [Cr(NH3)6](NO3)3
г) [Co(NH3)4Cl2]Cl
к) [Pt(NH3)3Cl]Cl
д) [Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3
л) K3[SbBr3Cl3]
Химия. Лаб. практикум
-131-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ
ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ
КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Цель работы
Знакомство с методами получения дисперсных систем, строением мицелл, устойчивостью коллоидных растворов.
Краткие теоретические сведения
Дисперсные системы – это гетерогенные системы, состоящие как минимум из двух фаз, одна из которых (дисперсная фаза) является раздробленной, прерывной, а другая (дисперсионная среда) представляет собой нераздробленную, непрерывную часть.
По размеру частиц дисперсные системы классифицируются так:
Название системы
Грубодисперсные системы
(суспензии, эмульсии, аэрозоли)
Коллоидно-дисперсные
системы (золи)
Истинные растворы
Характер и размеры
частиц, м
Крупные частицы,
10–5–10–7
Коллоидные частицы,
10–7–10–9
Молекулы, ионы,
10–10
Гетерогенность и
устойчивость
Гетерогенны, неустойчивы
Микрогетерогенны,
довольно устойчивы
Гомогенны, устойчивы
Коллоидными растворами называют высокодисперсные гетерогенные
системы, в которых хотя бы одно вещество находится в коллоидном состоянии. Вещество раздроблено до частиц размером 10–7–10–9 м (дисперсная фаза), невидимых в оптический микроскоп, распределенных в дисперсионной
среде.
Коллоидные растворы по размеру частиц занимают промежуточное
положение между истинными растворами (10–10 м) и грубодисперсными системами (более 10–7 м), поэтому методы получения коллоидных систем можно
разделить на две основные группы:
1) диспергирование – дробление крупных частиц до коллоидной дисперсности;
2) конденсация – соединение отдельных частиц растворенного вещества в более крупные частицы (агрегаты) коллоидных размеров.
Диспергационные методы включают прежде всего механические способы измельчения. Это истирание, дробление, удар, расщепление. В лабораториях и промышленности для этих целей используются дробилки, жернова
и мельницы различного типа (шаровые, коллоидные).
Химия. Лаб. практикум
-132-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Краткие теоретические сведения
Для уменьшения затрат энергии применяют поверхностно-активные
вещества, присутствие которых облегчает диспергирование и наблюдается
эффект адсорбционного понижения прочности, или эффект П. А.Ребиндера.
В настоящее время широко используется ультразвуковой метод, в котором разрывающие усилия возникают вследствие чередующихся локальных
сжатий и расширений жидкости при прохождении волны.
Находит применение также метод вольтовой дуги, возникающей между электродами в жидкости (электрическое диспергирование). Таким образом
получают гидрозоли щелочных металлов.
В основе конденсационных методов получения дисперсных систем
лежат процессы образования новой фазы из молекул, ионов, атомов в гомогенной среде. При этом система должна находиться в пересыщенном состоянии. Если химический потенциал вещества в новой фазе меньше, чем в исходной, то процесс возможен
По природе сил, вызывающих конденсацию, различают физическую и
химическую конденсацию.
Физическая конденсация требует создания условий, при которых молекулы или ионы будут конденсироваться, образуя дисперсную фазу, причем
конденсация должна прекратиться, когда частицы достигнут коллоидных
размеров. Физическая конденсация может осуществляться из паров или путем замены растворителя.
Конденсация из паров достигается изменением параметров системы.
Например, при понижении температуры пар становится пересыщенным и
частично конденсируется, что приводит к возникновению новой фазы.
В методе замены растворителя изменяют состав и свойства среды.
Например, в насыщенный раствор молекулярной серы в этиловом спирте
вливают большой объем воды. Новый смешанный раствор оказывается пересыщенным, молекулы серы образуют частицы новой фазы. Этим методом
получают золи серы, фосфора, мышьяка, канифоли, ацетилцеллюлозы, органических веществ. При этом исходные растворы веществ в этиловом спирте
или ацетоне вливают в воду.
Методы химической конденсации также основаны на выделении новой фазы из пересыщенного раствора, но она образуется в результате химической реакции, например, реакций окисления, гидролиза, диссоциации,
двойного обмена. Размер образующихся частиц зависит от соотношения скоростей образования зародыша и его роста. Для того чтобы получались мелкие частицы, первый фактор должен быть преобладающим. Реакцию надо
вести в разбавленном растворе, чтобы снизить скорость роста кристаллических частиц. Это позволяет получить частицы размером 10–7–10–9 м, что
обеспечивает седиментационную устойчивость системы.
Другое условие: одно из реагирующих веществ необходимо взять в
избытке, чтобы сформировать на поверхности двойной электрический слой
(ДЭС), который обеспечит агрегативную устойчивость. Например, реакция
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3 при определенных условиях приводит к получению новой фазы. При избытке хлорида калия на поверхности кристаллов
Химия. Лаб. практикум
-133-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Краткие теоретические сведения
хлорида серебра образуется двойной электрический слой. Кристалл вместе с
двойным электрическим слоем называется мицеллой. Его изображают в виде
формулы мицеллы, в нашем случае она имеет вид
{m[AgCl] ⋅ nCl– ⋅ (n – x)K+}x– ⋅ xK+ .
В центре мицеллы находится кристаллическое тело, называемое агрегатом, на нем адсорбируются ионы, способные достраивать его кристаллическую решетку. Эти ионы сообщают агрегату электрический заряд и называются потенциалопределяющими, вместе они образуют ядро мицеллы. Ядро
создает электростатическое поле, под действием которого к нему притягиваются из раствора противоионы, образующие адсорбционный и диффузный
слои. Выражение в фигурных скобках представляет собой коллоидную частицу. Она состоит из кристалла m[AgCl], потенциалопределяющих ионов nCl–,
противоионов адорбционного слоя (n – x)K+ и ионов диффузного слоя мицеллы xK+.
Мицелла электронейтральна, но коллоидная частица имеет заряд. Если заряды ионов внутренней и наружной обкладки неодинаковы, в формуле
ставятся коэффициенты. Например, коллоидный раствор берлинской лазури
можно получить по реакции
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 KCl
Для случая избытка хлорида железа (III) формула мицеллы имеет вид
{m[Fe4[Fe(CN)6]3]⋅ nFe3+ ⋅ 3(n – x)Cl–} 3xCl–
Для получения дисперсных систем используется физико-химическое
дробление осадков, или пептизация. Формально пептизацию можно отнести
к методам диспергирования, но пептизируемый осадок – это уже диспергированный материал, доведенный до коллоидной степени измельчения, в котором частицы в результате слипания образовали крупные агрегаты. Существует три способа перевода такого осадка в коллоидный раствор.
Первый способ – адсорбционная пептизация. К осадку добавляется
пептизатор, ионы которого образуют двойной электрический слой на поверхности частиц, что способствует их отталкиванию друг от друга. Например, к свежему рыхлому осадку гидроксида железа (III) прибавляют раствор
хлорида железа (III), при этом возникает двойной электрический слой, и частицы уходят в раствор.
Второй способ – пептизация путем поверхностной диссоциации. При
добавлении кислоты или щелочи к амфотерному гидроксиду алюминия образуются растворимые соединения, которые формируют двойной электрический слой.
Третий способ – пептизация путем промывания осадка. Он используется в том случае, когда из-за высокой концентрации электролита двойной
электрический слой на поверхности частиц сжат. Промывание способствует
снижению концентрации электролита и, как следствие, росту толщины двой-
Химия. Лаб. практикум
-134-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Краткие теоретические сведения
ного электрического слоя, что приводит к увеличению расстояния действия
сил отталкивания, а это вызывает коллоидное растворение осадка.
Важнейшей и сложнейшей проблемой коллоидной химии является устойчивость дисперсных систем. В коллоидных системах различают два вида
устойчивости – седиментационную и агрегативную.
Дисперсная система считается седиментационно-устойчивой, если
частицы не оседают и находятся в стабильном равновесии. Это возможно,
если размеры частиц постоянны. Но частицы дисперсной фазы склонны укрупняться путем их слипания или перекристаллизации, что приводит к нарушению седиментационной устойчивости и выпадению осадка.
Агрегатная устойчивость – способность дисперсной системы сохранять неизменными размеры частиц. Устойчивость может быть потеряна за
счет коагуляции, которая представляет собой процесс слипания частиц с образованием более крупных агрегатов. При этом теряется седиментационная
устойчивость и наступает разрушение дисперсной системы с образованием
осадков различной структуры, которые называются коагулятами. Коагуляция
может наступить под воздействием температуры (нагревание, замораживание), химических агентов, механических факторов и других причин, способных разрушить энергетический барьер.
Все электролиты вызывают коагуляцию после достижения критического значения концентрации Ск, которое называют порогом коагуляции –
это минимальная концентрация электролита в коллоидном растворе, вызывающая его коагуляцию. Коагулирующим действием обладает тот ион электролита, который имеет заряд, одинаковый с зарядом противоионов мицеллы. Коагулирующая способность ионов возрастает с ростом их заряда и размера.
Различают концентрационную и нейтрализационную коагуляции
электролитами.
Концентрационная коагуляция наблюдается при увеличении концентрации электролита, при этом диффузный слой противоионов мицеллы сжимается, переходя в адсорбционный слой. В результате уменьшается электрокинетический потенциал, что приводит к коагуляции.
При нейтрализационной коагуляции ионы прибавляемого электролита
нейтрализуют потенциалопределяющие ионы, они теряют заряд и слипаются.
Современная теория устойчивости дисперсных систем или теория
ДЛФО (Дерягин, Ландау, Фервей, Овербек) утверждает, что между частицами дисперсной фазы действуют силы межмолекулярного притяжения и отталкивания. Их баланс определяет поведение системы. Согласно этой теории
порог коагуляции определяется по формуле
Сk = const/z6,
где z – валентность иона – коагулятора.
Если принять Ск для одновалентного иона за единицу, то согласно
уравнению
Химия. Лаб. практикум
-135-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Краткие теоретические сведения
C1k : С2k : С3k = 729 : 114 : 1
Как правило, экспериментальные и теоретические данные хорошо совпадают.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Приготовление дисперсных систем
методом физической конденсации (замена растворителя)
Золь канифоли. К 10 мл дистиллированной воды добавьте при взбалтывании 15 капель 5 %-го раствора канифоли в этиловом спирте. Образуется
молочно-белый золь канифоли в воде с отрицательным зарядом частиц. Почему в спирте канифоль образует истинный раствор, а в воде – коллоидный?
Золь серы. К 50 мл воды добавьте при взбалтывании 1 мл насыщенного раствора серы в ацетоне. Образуется голубовато-белый опалесцирующий
золь серы с отрицательным зарядом коллоидных частиц.
Золь серы. К 50 мл воды добавьте при взбалтывании 4-5 мл насыщенного раствора серы в этиловом спирте. Образуется голубоватый опалесцирующий золь серы в виде отрицательно заряженных коллоидных частиц.
Золь антрацена. К 50 мл воды добавьте из капельницы при взбалтывании 0,5 мл насыщенного раствора антрацена в этиловом спирте. Образуется бело-голубой опалесцирующий золь антрацена в воде с отрицательно заряженными коллоидными частицами.
Золь парафина. К 50 мл воды добавьте из капельницы при взбалтывании 1 мл насыщенного раствора парафина в этиловом спирте. Образуется
опалесцирующий золь парафина в виде отрицательно заряженных коллоидных частиц.
Опыт 2
Приготовление дисперсных систем
методом химической конденсации
Золь металлического серебра. Соль серебра восстановите танином в
щелочной среде до металла. Для этого 2 мл 1,7 %-го раствора нитрата серебра разбавьте водой до 100 мл и введите 1 мл 0,1 %-го раствора танина, затем
3-4 капли 1 %-го раствора карбоната калия. Образуется красно-коричневый отрицательный золь металлического серебра. Реакция в щелочной среде будет
6AgNO3 + C76H52O46 + 3K2CO3 =
= 6Ag + C76H52O49 + 6KNO3 + 3CO2
Химия. Лаб. практикум
-136-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Экспериментальная часть
Внутренняя обкладка ДЭС образована, видимо, ионами ОН–, которые
адсорбированы на серебре.
Золь диоксида марганца. 5 мл 1 %-го раствора перманганата калия
разбавьте водой до 50 мл и по каплям добавьте 2 мл 1 %-го раствора тиосульфата натрия. Образуется вишнево-красный золь диоксида марганца.
Золь диоксида марганца. 5 мл 1,5 %-го раствора перманганата калия
разбавьте водой до 100 мл, нагрейте до кипения. В течение 15 мин введите
небольшими порциями (по 0,5 мл) 5 мл концентрированного аммиака. Образуется красно-коричневый золь диоксида марганца.
Золь иодида серебра. 10 капель 1,7 %-го раствора нитрата серебра
разбавьте водой до 100 мл и добавьте по каплям при взбалтывании 1 мл 1,7
%-го раствора иодида калия. Образуется голубоватый опалесцирующий золь
иодида серебра.
Золь берлинской лазури. 0,1 мл насыщенного раствора FeCl3 разведите
в 100 мл воды. В разбавленный раствор введите при взбалтывании 1 каплю
20 %-го раствора K4[Fe(CN)6]. Образуется золь берлинской лазури синего
цвета Fe4[Fe(CN)6]3.
Золь гидроксида железа. К 50 мл кипящей дистиллированной воды
прибавьте небольшими порциями 5–10 мл 2 %-го раствора FeCl3. В результате гидролиза образуется золь гидроксида железа вишнево-красного цвета.
Опыт 3
Получение дисперсных систем методом диспергирования
Золь флуоресцеина. К 5 мл дистиллированной воды добавьте 2-3 капли раствора соды и внесите маленькую крупинку флуоресцеина. Встряхните
раствор, обратите внимание на его цвет в проходящем и отраженном свете.
Золь крахмала. 0,5 г крахмала тщательно разотрите в фарфоровой
ступке, перенесите в фарфоровую чашку и перемешайте с 10 мл дистиллированной воды, после чего добавьте еще 90 мл воды. При постоянном перемешивании доведите смесь до кипения. Получится 0,5 %-й золь крахмала.
Золь желатина. 0,5 г желатина залейте 50 мл дистиллированной воды
и нагрейте на водяной бане при 40–50 оС до полного растворения набухшего
желатина.
Золь яичного альбумина. В мерную колбу на 100 мл внесите 10 г порошка альбумина или белок куриного яйца и взболтайте с 50 мл холодной
дистиллированной воды до полного растворения. Долейте водой колбу до
метки. Получается золь белка.
Суспензия мела. Налейте в 2 пробирки дистиллированной воды до половины объема, в одну из них добавьте 1 мл 0,5 %-й раствор желатина. Затем
внесите в пробирки по 2 г мела и сильно взболтайте. В пробирке с желатином
(стабилизатор суспензии) образовалась устойчивая суспензия мела.
Химия. Лаб. практикум
-137-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Экспериментальная часть
Опыт 4
Получение золя гидроксида железа (III) пептизацией
К 5 мл 2 %-го раствора FeCl3 добавьте 20 мл воды, затем добавляйте
концентрированный раствор аммиака до образования осадка Fe(OH)3. Полученный осадок промойте дистиллированной водой и отделите декантацией
(декантация – сливание жидкости с отстоявшегося осадка). Для этого осадок
взболтайте с большим количеством воды, а после отстаивания прозрачную
жидкость над осадком осторожно слейте. О конце отмывания судят по отсутствию запаха аммиака. Промытый осадок разлейте в две колбы. В одну прибавьте в качестве пептизатора раствор хлорида железа (III) (2 мл насыщенного
раствора разводят водой до 100 мл), а другую оставьте для сравнения. Осадок с
пептизатором взболтайте и осторожно нагрейте до кипения. При наступлении
пептизации получается красно-коричневый золь гидроксида железа (III).
Опыт 5
Коагуляция золей электролитами и определение порога коагуляции
Налейте в пробирку 5 мл золя гидроксида железа (III), а в бюретку –
0,002 М раствора сульфата натрия. Из бюретки медленно приливайте раствор
сульфата натрия в пробирку с золем гидроксида железа (III) при тщательном
перемешивании. Признаком начала коагуляции считается помутнение золя
по всему объему раствора. Вычислите порог коагуляции по формуле
Ck =
c⋅v
⋅ 1000 ,
5
где с – концентрация электролита, моль/л; ν – объем израсходованного электролита, мл; Ck – порог коагуляции, моль/л.
Повторите опыт, взяв в качестве коагулирующего электролита 0,002
М раствора Na3PO4. Определите порог коагуляции. Данные опытов занесите
в таблицу:
Электролит
Коагулирующий ион
Na2SO4
SO 4
Na3PO4
PO 4
Порог коагуляции
Относительная
коагулирующая способность
2−
3−
Относительная коагулирующая способность вычисляется делением
более высокого порога коагуляции на более низкий порог коагуляции. Объясните, почему коагулирующая способность одного иона выше, чем другого?
Химия. Лаб. практикум
-138-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Напишите формулу мицеллы для реакции
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl – стабилизатор (избыток) Na2SO4.
Р е ш е н и е. Сульфат бария выпадает в осадок, его молекулы объединяются и образуют ядро коллоидной частицы m[BaSO4]. На поверхности
ядра адсорбируются из раствора ионы стабилизатора SO42–, близкие по природе к составу ядра, и частица приобретает отрицательный заряд. Эти адсорбированные ионы называются потенциалопределяющими. Отрицательно заряженная частица притягивает из раствора ионы противоположного знака –
противоионы Ва2+. Противоионы находятся в движении и часть их адсорбируется на частице. Адсорбированные потенциалопределяющие ионы и противоионы образуют адсорбционный слой. Другая часть противоионов находится в жидкой фазе и образует подвижный диффузионный слой. Ядро вместе с адсорбционным слоем называется коллоидной частицей и имеет заряд,
одинаковый с зарядом потенциалопределяющего иона. Коллоидная частица и
противоионы диффузного слоя образуют мицеллу. Заряд мицеллы равен нулю.
Строение мицеллы золя BaSO4 можно представить следующей схемой:
{m[BaSO4] ⋅ nSO 24− ⋅ (n – x)Na+}x– ⋅ xNa+.
агрегат
адсорбционный слой
ядро
коллоидная частица
диффузный
слой
мицелла
П р и м е р 2. В каком порядке следует сливать растворы Na2SO4 и
BaCl2, чтобы получить коллоидную частицу, несущую положительный электрический заряд?
Р е ш е н и е. В примере 1 получена коллоидная частица с отрицательным зарядом. Чтобы перезарядить ее, необходимо взять в качестве стабилизатора (в избытке) раствор BaCl2 и к нему приливать раствор Na2SO4. В
данном случае в качестве потенциалопределяющих ионов будут адсорбироваться ионы Ва2+, и частица приобретет положительный заряд, противоионы
– Cl–. Формула образующейся мицеллы будет иметь вид
{m[BaSO4] ⋅ nBa2+ ⋅ (n – x)Cl–}x+ ⋅ xCl–.
П р и м е р 3. Золь иодида серебра, получаемый по реакции
KJ + AgNO3 = AgJ + KNO3
Химия. Лаб. практикум
-139-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Примеры решения типовых задач
при некотором избытке KJ, коагулируют растворами сульфата калия и ацетата кальция. Коагулирующее действие какого электролита сильнее?
Р е ш е н и е. Строение мицеллы золя следующее:
{m[AgJ] ⋅ (n – x)J– ⋅ xK+}x– ⋅ nK+.
Ионами, образующими диффузный слой, т. е. противоионами, являются катионы К+. Следовательно, при выяснении коагулирующего действия
необходимо сравнить заряды катионов вводимого электролита. Так как заряд
иона Са2+ выше заряда иона К+, то в соответствии с правилом Шульце-Гарди
коагулирующее действие Са(СН3СОО)2 сильнее.
П р и м е р 4. Как изменится порог коагуляции золя As2S3, если для
коагуляции 10 ⋅ 10–6 м3 золя потребуется 1,2 ⋅ 10–6 м3 раствора NaCl с концентрацией 0,5 кмоль/м3? Определите порог коагуляции под действием раствора MgCl2 концентрацией 0,036 кмоль/м3 (его потребуется 0,4 ⋅ 10–6 м3 на
10 ⋅ 10–6 м3 золя) и раствора AlCl3 концентрацией 0,01 кмоль/м3 (его потребуется
0,1 ⋅ 10–6 м3 на 10 ⋅ 10–6 м3 золя). Проверьте выполнение условия C1k : С2k : С3k =
= 729 : 114 : 1 = 1 : (1/26) : (1/36) = 1 : 0,016 : 0,0014.
Р е ш е н и е. Воспользуемся формулой
Ck =
cV
,
w
где с – концентрация электролита (кмоль.м-3); V – объем раствора электролита; w – объем золя.
Формула справедлива при (V << w):
0,5 ⋅1, 2 ⋅10−6
= 6 ⋅ 10–2 кмоль/м3,
Ck (NaCl) =
−6
10 ⋅10
Ck (MgCl2) =
0,036 ⋅ 0, 4 ⋅10−6
= 1,44 ⋅ 10–3кмоль/м3,
−6
10 ⋅10
0,01 ⋅ 0,1 ⋅10−6
Ck (AlCl3) =
= 1 ⋅ 10–4 кмоль/м3,
−6
10 ⋅10
Ck (NaCl): Ck (MgCl2): Ck (AlCl3) = 6⋅10–2:1,44⋅10–3:1⋅10–4 = 1:0,024:0,0017.
Из полученных расчетов следует, что условие коагуляции разноименно заряженными ионами удовлетворительно выполняется.
Химия. Лаб. практикум
-140-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 14. ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Контрольные вопросы и задачи
1. Какие системы называются дисперсными?
2. Чем отличаются истинные растворы, коллоидные и грубодисперсные системы?
3. Назовите методы получения дисперсных систем.
4. Чем объясняется устойчивость золей?
5. Что такое пептизация? Каковы виды пептизации?
6. Что такое химическая и физическая конденсация?
7. Какие условия должны соблюдаться при получении золя методом
химической конденсации?
8. Напишите формулу мицеллы для реакций:
а) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3 – стабилизатор NaCl.
б) K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 = Cu2[Fe(CN)6] + 12KCl – стабилизатор CuSO4.
9. Какой процесс называют коагуляцией и какой седиментацией?
10. Что такое порог коагуляции?
11. Как меняется коагулирующее действие электролита с ростом заряда иона- коагулятора и его размера?
12. На каких представлениях базируется теория ДЛФО?
13. Почему электролиты вызывают коагуляцию дисперсных систем?
14. Что такое нейтрализационная коагуляция и чем она отличается от
концентрационной коагуляции?
Химия. Лаб. практикум
-141-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15.
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Цель работы
Изучить взаимодействие металлов с кислородом воздуха, водой, кислотами и щелочами; исследовать ряд напряжения металлов.
Краткие теоретические сведения
Характерные признаки металлов обусловлены электронным строением внешних оболочек. Металлы от других элементов неметаллов отличают
агрегатное состояние, кристаллическая структура, высокая тепло- и электропроводность, металлический блеск, магнитные и механические свойства и др.
Химические свойства металлов ярко выражены в их восстановительной способности. Можно сказать, что атомы металлических элементов отличаются
склонностью образовывать положительно заряженные ионы:
М − nē = Мn+
где М − атом металла; ē − электрон; Мn+ − положительно заряженный ион металла с зарядом n+.
У металлических атомов небольшая величина энергии (потенциала)
ионизации. Это наименьшая энергия, необходимая для удаления одного
электрона с внешней электронной оболочки атома или иона. Чем меньше
энергия ионизации, тем активнее металлы участвуют в восстановительном
процессе. Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs), так как их атомы характеризуются самыми малыми
значениями энергии ионизации.
По активности металлы выстраиваются в определенную последовательность, названную рядом напряжений металлов, или рядом стандартных
электродных потенциалов (см. прил.). В этом ряду металлы расположены
слева направо в порядке возрастания величин стандартных электродных потенциалов. Чем меньше потенциал, тем металл химически активнее, тем он
легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Каждый металл вытесняет (восстанавливает) все другие металлы, имеющие более высокие электродные потенциалы, из растворов их солей. Например, цинк будет
вытеснять из растворов только ионы металлов, стоящих в ряду напряжений
после него. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов, в которых окислителем является ион водорода Н+.
По активности ряд напряжений металлов можно разделить условно на
три группы:
1) активные металлы (Li−Al);
Химия. Лаб. практикум
-142-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Краткие теоретические сведения
2) металлы средней активности (Mn−Pb);
3) неактивные металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода
(Cu ...).
Металлы вступают в реакции с различными окислителями: неметаллами, солями, кислотами, оксидами, щелочами, водой.
Окисляемость металлов кислородом воздуха в определенной степени
связана с их положением в ряду напряжений. Металлы от Li до Na окисляются быстро, от Mg до Pb − медленнее, но ещё при обычных температурах; Cu,
Hg − при нагревании; такие металлы, как, например, Pt и Au на воздухе не
окисляются. Образующаяся оксидная пленка у одних металлов рыхлая (Fe), у
других − весьма плотная и прочная (Al, Cr), способная защищать металл от
коррозии.
С водой взаимодействуют в основном щелочные и щелочноземельные
металлы (элементы групп IА и IIА, начиная с магния), образуя растворимые
или частично растворимые в воде гидроксиды металлов. При этом из воды
восстанавливается водород, например,
2K + H2O = 2KOH + H2
С кислотами, в которых окислителем является ион водорода Н+, точнее Н3О+, взаимодействуют все металлы, имеющие отрицательные значения
стандартных электродных потенциалов, т. е. находящиеся в ряду напряжений
до водорода. В результате реакции образуется соль соответствующей кислоты с выделением водорода:
Fe + 2H+Cl = Fe2+Cl2 + H2
Fe − 2ē → Fe2+ – восстановитель,
2H+ + 2ē → H2 – окислитель.
Исключение составляют металлы, стоящие в ряду напряжений непосредственно перед водородом, например свинец, которые пассивируются нерастворимыми или малорастворимыми осадками образующихся солей:
Pb + H2SO4 ≠ PbSO4↓ + H2
Металлы, занимающие в ряду напряжений места после водорода (исключение Au, Pt), взаимодействуют только с окисляющими азотной и концентрированной серной кислотами. В этих реакциях меняется степень окисления атома азота в HNO3 и атома серы в концентрированной H2SO4. Поэтому водород из них не вытесняется, а связывается кислородом в H2O.
Продукты восстановления этих кислот в зависимости от их концентрации, активности металла и температуры различны.
Так, взаимодействие металлов с HNO3 следующее:
Химия. Лаб. практикум
-143-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Краткие теоретические сведения
N−3H3, N−3H4NO3 − активный металл (Mg, Al)
и очень разбавленная кислота ( < 6 %);
N2, N+2O − металл средней активности (Zn)
и очень разбавленная кислота;
+5
n+
M + HN O3 → M (NO3)n+ H2O+ N+2O − металл средней и низкой активности (Fe, Cu, Ag, Hg) и разбавленная кислота
(концентрация HNO3 = 6–25 %);
N+4O2 − любой металл и концентрированная кислота (концентрация больше 25 %).
Взаимодействие металлов с концентрированной H2SO4 таково:
M + H2SO4(конц) → M n2 + (SO4)n + H2O +
H2S−2 – активный металл (Mg, Al);
S – металл средней активности (Zn,);
S+4O2 – металл средней и низкой активности (Fe, Cu, Hg).
Дымящая азотная и концентрированная серная кислота (> 70 %) при
комнатной температуре пассивирует железо, алюминий, хром и другие малоактивные металлы, кроме меди, покрывая их поверхность тончайшей пленкой, которая растворяется при нагревании.
Золото и платина растворяются в «царской водке» (1часть концентрированной HNO3 и 3 части концентрированной HCl) при комнатной температуре:
3Au + 3HNO3 + 12HCl = 3H[AuCl4] + 3NO + 6H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O
Со щелочами взаимодействуют металлы, поверхностная пленка которых разрушаeтся щелочью (Be, Al, Zn, Sn, Pb и др.).
Процесс растворения протекает в соответствиисо со следующим
уравнением химического процесса:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn − 2ē → Zn+2
2H+ + 2ē → H2
Другой пример:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H2
Al − 3ē → Al+3
2H+ + 2ē → H2
Ионы металлов, находящихся в растворе, можно определить качественно и количественно. При качественном анализе используют обычно характерные реакции, сопровождающимися внешними эффектами. Например,
Химия. Лаб. практикум
-144-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Краткие теоретические сведения
образованием осадков, выделением газов, изменением окраски раствора или
осадка и т. п.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Исследование активности металлов. Ряд напряжений
Установите опытным путем относительную активность пяти металлов: меди, железа, олова, свинца и цинка (табл. 15.1). Для этого в пять пробирок внесите по 12−15 капель одного из следующих растворов: соли меди (II),
соли свинца (II), соли олова (II), соли железа (II), соли цинка. Во все растворы, за исключением раствора соли меди, опустите на 2-3 мин медную пластинку (или проволочку). Что происходит?
Уберите из пробирок медные полоски и опустите железные. Какие
металлы вытесняются из растворов солей железа?
Проведите аналогичные опыты с полосками свинца, олова и цинка.
Таблица 15.1
Исследуемый металл
Cu2+
Ионы металлов в растворе
Fe2+
Pb2+
Zn2+
Sn2+
Медь
Железо
Свинец
Цинк
Олово
Заполните таблицу, поставив (+) под ионами тех металлов, которые
вытесняются данными металлами, и (−) в том случае, когда вытеснения не
происходит. Расположите металлы по активности в ряд, напишите под каждым металлом его стандартный электродный потенциал (см. прил., табл. 9).
Соответствует ли составленный вами ряд металлов их положению в ряду
стандартных электродных потенциалов? Поместите водород в полученный
вами ряд активности. Какие из исследованных металлов могут вытеснять водород из разбавленных кислот?
Опыт 2
Взаимодействие металлов с кислородом воздуха
Очистите наждачной бумагой полоски металла магния, алюминия,
железа, меди. Наблюдайте в течение двух-трех минут за изменением поверхности металлов. Сделайте из наблюдений соответствующие выводы. Внесите
кусочек магния в пламя спиртовки. Наблюдайте изменение поверхности ме-
Химия. Лаб. практикум
-145-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Экспериментальная часть
талла. По результатм опыта определите, какие металлы наиболее активно
взаимодействуют с кислородом?
Опыт 3
Взаимодействие металлов с водой
Исследуйте взаимодействие магния, алюминия, цинка, железа, меди с
водой. Для этого поместите металлы в пробирки и добавьте 5−10 капель воды. Если реакция идет плохо, то пробирки нагрейте на водяной бане. Добавьте в пробирки 2-3 капли фенолфталеина. На присутствие каких ионов указывает окраска раствора? Напишите реакции, составив электронный баланс.
Опыт 4
Взаимодействие металлов с соляной кислотой
Исследуйте взаимодействие магния, алюминия, цинка, железа, никеля,
свинца и меди с 2 н. раствором соляной кислоты, налив в пробирку 5–8 капель кислоты и поместите соответствующий металл.
Чтобы подтвердить растворение металла, в каждом случае проведите
качественные реакции, свидетельствующие о наличии данного иона металла
в растворе. Качественные реакции лучше проводить на фильтровальной бумаге, капнув на нее 2–3 капли реагента на определенный катион металла.
Испытайте действие на железо концентрированной соляной кислоты
(проводить в вытяжном шкафу), учитывая следующее:
что Fe + разбавленная кислота → Fe2+,
Fe + кислота концентрированная → Fe3+.
Почему при растворении свинца качественная реакция не показывает
выделение желтого осадка PbI2?
Обратите внимание, появилось ли в пробирке с кусочком меди синеголубое окрашивание, характерное для ионов Cu2+. Сделайте вывод.
Опыт 5
Взаимодействие металлов с разбавленной
и концентрированной серной кислотой
В две пробирки налейте по 4-5 капель 2 н. раствора серной кислоты. В
одну пробирку опустите кусочек цинка, в другую – кусочек меди и слегка
подогрейте. Какой газ выделяется в первой пробирке? Почему не появилось
сине-голубого окрашивания во второй пробирке?
Тот же опыт проделайте с концентрированной серной кислотой. Обратите внимание на резкий запах выделяющегося диоксида серы SO2. Напишите уравнения реакций и составьте электронный баланс.
Химия. Лаб. практикум
-146-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Экспериментальная часть
Опыт6
Взаимодействие металлов с разбавленной
и концентрированной азотной кислотой
В две пробирки налейте по 5 капель 2 н. раствора азотной кислоты. Внесите в одну пробирку железную проволоку, в другую – медную. Слегка нагрейте пробирки. Какой газ выделяется?
Определите присутствующие ионы железа в растворе, проделав качественные реакции. Появились ли ионы меди в растворе?
Аналогично исследуйте действие концентрированной азотной кислоты на железо и медь. Реагирует ли железо с концентрированной азотной кислотой при комнатной температуре? Какой выделяется газ в пробирке с медью? Напишите уравнения реакций и составьте электронный баланс.
Специфические реактивы на катионы металлов даны в таблице:
Обнаруживаемый катион
Mg2+
Al
3+
Zn2+
Fe2+
Fe3+
Ni2+
Pb2+
Cu2+
Добавляемый реактив и условия проведения
качественной реакции
Na2HPO4 в присутствии NH4OH и NH4Cl. К
раствору соли магния нужно прибавить
NH4OH и столько же NH4Cl, затем по каплям
Na2HPO4
MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 =
= MgNH4PO4 + 2NaCl + H2O
Спиртовый раствор ализарина к раствору
соли алюминия. Предварительно нужно добавить NH4OH до получения Al(OH)3
Сероводородная вода H2S
Раствор гексацианоферрата (III) калия
(красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]
Раствор гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли) K4[Fe(CN)6]
Раствор роданида калия KCNS
Ожидаемый результат
Белый кристаллический осадок двойной
соли MgNH4PO4
Алюминиевый лак
интенсивно-розового
цвета
Белый осадок ZnS
Турнбулева синь
Fe4[Fe(CN)6]3
Берлинская лазурь синего цвета Fe4[Fe(CN)6]3
Роданид железа
красного цвета
Спиртовый раствор диметилглиоксима. К
Ярко-красный осадок
раствору соли никеля предварительно доба- диметилглиоксимата
вить NH4OH (1:1)
никеля
Раствор KI
Желтый осадок PbI2
Сероводородная вода H2S
Черный осадок CuS
Опыт7
Взаимодействие металлов со щелочами
В две пробирки налейте по 5–10 капель раствора NаOH или КОН и
опустите кусочки алюминия и цинка. Обе пробирки слегка нагрейте на водяной бане. Наблюдайте выделение водорода. Составьте уравнения реакций,
учитывая, что получаются соответствующие гидроксокомплексы (координационное число алюминия и цинка равно 4).
Химия. Лаб. практикум
-147-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Напишите уравнение реакции между магнием и разбавленной азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую
степень окисления.
Решение
4Mg + 10HN+5O3(р) = 4Mg2+(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
Mg – 2ē = Mg2+ – окисление
восстановитель.
+5
N + 8ē = N-3 – восстановление
окислитель.
4
1
П р и м е р 2. Напишите уравнение реакции между медью и концентрированной азотной кислотой.
Решение
Cu + 4HN+5O3(к) = Cu2+(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O
Cu – 2ē = Cu2+ – окисление
1
восстановитель,
+5
N + ē = N+4 – восстановление
2
окислитель.
П р и м е р 3. Напишите уравнение реакции между магнием и концентрированной серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает
низшую степень окисления.
Решение
4Mg + 5H2 +6SO4(к) = 4Mg2+SO4 + H2S-2 + 4H2O
4
1
Mg – 2ē = Mg2+ – окисление
восстановитель,
+6
S + 8ē = S-2 – восстановление
окислитель.
П р и м е р 4. Напишите уравнение реакции между медью и концентрированной серной кислотой.
Решение
Cu + 2H2S+6O4(к) = Cu2+SO4 + S+4O2 + H2O
1
1
Cu – 2ē = Cu2+ – окисление
восстановитель.
+6
S + 2ē = S+4 – восстановление
окислитель.
Химия. Лаб. практикум
-148-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 5. Напишите уравнение реакции между оловом и раствором гидроксида натрия.
Решение
2Sn + 2NaOH+ + 2H2O = Na2[Sn+2(OH)4] + H2
1
1
Sn − 2ē = Sn+2 – окисление
восстановитель,
+
2H + 2ē = H20 – восстановление
окислитель.
Контрольные вопросы и задачи
1. Каковы особенности электронного строения атомов металлических
элементов? Чем объясняется относительно слабая связь валентных электронов атомов металлов с ядром?
2. Какие металлы нельзя хранить на воздухе? Почему? Напишите
уравнения реакций этих металлов с кислородом.
3. Какие оксиды образуют металлы? Приведите примеры.
4. Какие металлы и почему взаимодействуют со щелочами?
5. Чем обусловлена способность металлов взаимодействовать с кислотами?
6. Почему разбавленная и концентрированная серные кислоты поразному действуют на металлы?
7. В каких кислотах не растворяется свинец? Чем это объясняется?
8. Какие кислоты не действуют на железо, алюминий, хром? Почему?
9. В каких кислотах растворяется медь? Приведите уравнения реакций?
10. Напишите уравнения реакций растворения цинка: а) в соляной кислоте, б) в серной кислоте (концентрированной и разбавленной), в) в азотной
кислоте (концентрированной и разбавленной), г) в щелочи.
11. Напишите уравнения реакций между алюминием и раствором гидроксида натрия с образованием в одном случае тетрагидроксоалюмината натрия, в другом гексагидроксоалюмината натрия.
12. Закончите следующие уравнения:
а) Hg + HNO3(к) →
б) Hg + HNO3(р) →
в) Al + HNO3(к) →
г) Al + HNO3(р) →
д) Be + KOH + H2O →
е) Pb + KOH + H2O →
ж) Ca + H2SO4(к) →
з) Bi + H2SO4(к) →
и) Co + H2SO4(к) →
Химия. Лаб. практикум
-149-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16.
ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ
(БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Цель работы
Ознакомление с химическими свойствами бериллия, магния и алюминия при взаимодействии их с кислотами и щелочами, определение амфотерных свойств бериллия и алюминия.
Краткие теоретические сведения
Бериллий и магний находятся во II группе периодической системы
элементов Д.И. Менделеева и являются s-элементами, поскольку у них на
внешнем энергетическом уровне имеются по два s-электрона. В соединениях
они двухвалентны. Степень окисления этих металлов постоянна и равна +2:
9
Атом элемента
4
Распределение валентных электронов по подуровням
Валентность
Плотность, г/см3
Твердость по шкале Мооса
Температура плавления, °С
Цвет
Be
24
12
2s2
Mg
3s2
II
1,86
4,0
1284
Светло-серый
II
1,74
2,5
651
Белый
серебристый
27
13
Al
3s23p1
III
2,7
2,6
660,2
Белый
серебристый
Металлический бериллий диамагнитен, прочен, пластичен, ковок. Он
входит в состав сплавов, улучшая прочность и эластчность металлических
изделий. Сверхчистый металлический бериллий применяют в термоядерных
реакторах, поскольку у него хорошая химическая устойчивость и большая
механическая прочность.
Бериллий – это активный металл ( Å0 2+ = −1,69 В), однако в сухом
Be / Be
воздухе он устойчив к коррозии, так как на его поверхности образуется защитная оксидная пленка ВеО. При нагревании металлический бериллий
взаимодействует с водой:
Be + H2O = Be(OH)2↓ + H2↑
Бериллий обладает амфотерными свойствами. Он активно взаимодействует с основаниями по обычной реакции для амфотерных металлов, в результате чего получаются соли бериллаты и выделяется водород. Амфотерность бериллия проявляется в реакциях с концентрированными кислотами:
Химия. Лаб. практикум
-150-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Краткие теоретические сведения
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2↑
Эти реакции приводят к солям соответствующих кислот, в результате
чего выделяется водород:
Be + H2SO4 = BeSO4 + H2↑
Концентрированная азотная кислота пассивирует металлический бериллий. Следует отметить, что органические кислоты на холоде слабо взаимодействуют с бериллием, так как этому препятствует оксидная пленка на
поверхности металла.
С физиологической точки зрения металлический бериллий и его соединения ядовиты для человека. В теоретической части свойства бериллия
приведены с целью сопоставления со свойствами его изоэлектронного аналога – магния. В экспериментальной части свойства бериллия не изучаются.
Магний обладает парамагнитными свойствами. Он очень пластичен,
ковок, тягуч. Известны многочисленные сплавы магния с разными металлами, присутствие магния в которых улучшает их физико-химические характеристики.
Магний – химически активный металл ( Å0
= − 2,375 В). В атмо2+
Mg / Mg
сфере сухого воздуха он теряет металлический блеск, так как покрывается
плотной защитной пленкой оксида. Во влажном воздухе магний быстро покрывается белым слоем, состоящем из оксида MgO и гидроксида Mg(OH)2,
защитные свойства пленки ухудшаются. При нагревании до 600 °С магний
горит с интенсивным выделением света и тепла:
Mg + 1/2O2 = MgO + 145,76 ккал.
Освобожденный от оксидной пленки металлический магний взаимодействует с водой при нагревании, при этом в зависимости от соотношения
реагентов образуются различные продукты:
Mg + 2H2O = Mg(OH)2↓ + H2↑ + 80,52 ккал,
Mg + H2O = MgO + H2↑ + 75 ккал.
Разбавленные минеральные кислоты HCl, H2SO4 и HNO3 растворяют
магний с образованием солей и выделением водорода. Благодаря химической
активности металлический магний вытесняет многие элементы из растворов
их солей.
Химические свойства бериллия и магния различны вследствие появления в электронной структуре магния, заполненного 2p подуровня. Гидроксид Mg(OH)2 является сильным основанием, в то время как бериллий,как
было показано выше, проявляет амфотерные свойства.
Химия. Лаб. практикум
-151-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Краткие теоретические сведения
Магний и его соединения не ядовиты и играют значительную роль в животном и растительном мире. Магний образует порфириновый комплекс, называемый хлорофиллом, отвечающий за фотосинтез в растительных клетках.
Алюминий находится в III группе периодической системы Д.И. Менделеева и относится к р–элементам, поскольку на внешнем энергетическом
уровне у него находятся два s-электрона и один р-электрон (3s23p1). Алюминий трехвалентен и имеет степень окисления +3.
Алюминий – самый распространенный элемент в земной коре (после
кислорода и кремния), весьма активен ( Å0 3+ = −1,67 В), поэтому в природе
Al / Al
в свободном виде не встречается, а находится в виде различных соединений.
Металлический алюминий – легкий металл, он почти в три раза легче
железа, парамагнитный. После серебра и меди металлический алюминий –
лучший проводник тепла и электричества.
Алюминий, не содержащий примесей, устойчив на воздухе, в горячей
и холодной воде. Не растворяется в концентрированных серной и азотной
кислотах на холоде, так как на его поверхности образуется тонкая и очень
прочная оксидная пленка Al2O3. Эта пленка препятствует дальнейшему его
разрушению, поскольку не растворяется в кислотах, тем самым происходит
пассивирование алюминия. Реакция алюминия с разбавленными кислотами
приводит к соответствующим солям и выделению водорода:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2
Алюминий, введенный в виде стружки или порошка в пламя, ярко горит, выделяя большое количество энергии – тепловой и световой:
2Al + 1,5O2 = Al2O3 + 393,3 ккал.
Поэтому алюминиевый порошок часто применяют вместо магния для
фотовспышек. Однако более важным в практическом применении, несомненно, оказывается процесс алюмотермии – восстановление многих, особенно тугоплавких, металлов из их оксидов:
Al + W2O3
t
⎯
⎯→
W + Al2O3
Оксид алюминия Al2O3 проявляет амфотерные свойства, взаимодействуя с кислотами и щелочами:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Тетрагидроксоалюминат натрия
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Мета-алюминат натрия
Химия. Лаб. практикум
-152-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Краткие теоретические сведения
Гидроксид алюминия Al(OH)3 так же как, и оксид алюминия, является
амфотерным соединением, поскольку диссоциирует в воде как основание и
как кислота:
−
H+ + AlO 2 '
HAlO2 + H2O '
H3AlO3 '
Al(OH)3 '
Кислота метаалюминиевая
Кислота ортоалюминиевая
Основание
Al3+ + 3OH–
Алюминий – один из наиболее применяемых металлов в современной
технике. Его используют как простое вещество, так и в многочисленных и
разнообразных сплавах и соединениях. В частности, его сплавы с магнием
применяют как конструкционный материал для низкотемпературных ядерных реакторов. Алюминий, будучи хорошим проводником электричества,
применяется для изготовления электрических кабелей, в различных электротехнических приборах.
Алюминий не токсичен для человека и животных и находит широкое
применение в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки
продуктов и препаратов.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Взаимодействие магния с водой
Возьмите 1-2 см магниевой ленты, очистите ее поверхность наждачной бумагой от окисной плёнки. В пробирку внесите 6-7 капель дистиллированной воды и опустите в нее очищенный магний. Запишите результат. Нагрейте пробирку на водяной бане. Что наблюдается? Прибавьте к полученному раствору одну каплю фенолфталеина. Какие ионы в растворе измененяют окраску фенолфталеина? Напишите уравнение реакции взаимодействия
магния с водой при нагревании.
Опыт 2
Взаимодействие магния с кислотами
В две пробирки опустите по небольшому кусочку магниевой ленты. В
одну пробирку добавьте несколько капель 2 н. раствора соляной кислоты, в
другую – такое же количество 2 н. раствора азотной кислоты. Запишите наблюдения. Установите, какой газ выделяется: а) при взаимодействии магния
с соляной кислотой; б) с азотной кислотой (при взаимодействии с активными
металлами HNO3 может восстанавливаться до соединения, содержащего атом
азота в степени окисления +3)? Напишите уравнения реакций.
Химия. Лаб. практикум
-153-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Экспериментальная часть
Опыт 3
Получение оксида магния и взаимодействие его с водой
Возьмите пинцетом 2–3 см магниевой ленты и внесите в пламя спиртовки. Как только магний загорится, погасите пламя и подержите над тиглем
до охлаждения. Образовавшийся оксид магния сбросьте в тигель, прибавьте
туда несколько капель дистиллированной воды, размешайте все стеклянной
палочкой и перелейте содержимое тигля в пробирку. Определите наличие в
растворе Mg(OH)2, добавив 1 каплю фенолфталеина. Напишите уравнения
реакций образования оксида магния при его горении и взаимодействия оксида магния с водой.
Опыт 4
Получение гидроксида магния и его растворение
в кислоте и солях аммония
Внесите в две пробирки по 3 капли 1 н. раствора соли магния и в каждую добавьте по 4 капли 1 н. раствора гидроксида натрия. В одну из пробирок, помешивая содержимое стеклянной палочкой, прибавьте по каплям 2 н.
раствора соляной кислоты до полного растворения осадка. Прибавляя кислоту, отсчитывайте число капель. В другой пробирке таким же способом растворите осадок гидроксида магния в 2 н. растворе хлорида аммония. В каком
случае для растворения осадка потребовалось большее количество реактива?
Напишите уравнения реакций получения гидроксида магния и его
растворения в кислоте и в растворе соли аммония. В каком реактиве растворение гидроксида магния идет легче: в соляной кислоте или в растворе хлорида аммония?
Опыт 5
Взаимодействие алюминия с кислотами
А. Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами. В три
пробирки внесите по 5–8 капель 2 н. раствора кислот: соляной, серной, азотной. В каждую пробирку опустите полоску алюминиевой фольги. Во всех ли
случаях протекает реакция? Нагрейте пробирки на водяной бане. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций. Какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с разбавленными кислотами? Напишите уравнения реакций.
Б. Взаимодействие алюминия с концентрированными кислотами.
Проделайте опыт, аналогичный опыту 5А, заменив разбавленные кислоты
концентрированными: соляной (ρ = 1,19 г/см3), серной (ρ = 1,84 г/см3), азотной (ρ = 1,4 г/см3). С какой кислотой алюминий не реагирует? Почему? Нагрейте пробирки на водяной бане. Как влияет нагревание на скорость растворения алюминия?
Химия. Лаб. практикум
-154-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Экспериментальная часть
На основании результатов опыта сделайте вывод об изменении степени окисления атомов азота и серы в концентрированных азотной и серной
кислотах в процессе реакций.
Влияет ли изменение концентрации соляной кислоты на характер ее
взаимодействия с алюминием?
В. Пассивирование алюминия. В пробирку с 5–8 каплями 2 н. раствора
соляной кислоты опустите полоску алюминиевой фольги. Наблюдайте выделение водорода. Извлеките пинцетом полоску алюминия из пробирки, ополосните водой и опустите в раствор концентрированной азотной кислоты
(ρ = 1,4 г/см3) на 2-3 мин. Ту же полоску, извлеченную из азотной кислоты,
ополосните водой и снова опустите в пробирку с соляной кислотой. Запишите наблюдения и прокомментируйте их.
Опыт 6
Растворение алюминия в водном растворе щелочи
Опустите в пробирку полоску алюминиевой фольги и добавьте 3-4 капли воды. Нагрейте пробирку на водяной бане. Наблюдается ли выделение
водорода? Добавьте в пробирку 5–8 капель 2 н. раствора гидроксида натрия.
Отметьте интенсивное выделение водорода.
Отсутствие реакции алюминия с водой объясняется наличием на его
поверхности плотной оксидной пленки, которая не взаимодействует с водородными ионами, защищая поверхность металла. Добавленная щелочь растворяет оксидную пленку с образованием тетрагидроксоалюмината натрия и
создает возможность непосредственного взаимодействия алюминия с водой.
Реакции протекают по схемам:
1) Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4
2) Al + H2O → Al(OH)3 + H2
3) Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
Уравняйте коэффициенты в указанных реакциях.
Опыт 7
Гидроксид алюминия, его получение и свойства
В две пробирки внесите по 2-3 капли 1 н. раствора соли алюминия и
по 2-3 капли 2 н. раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте 3–5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую столько же 2 н. раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях? Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.
Напишите уравнения реакций получения гидроксида алюминия и его
взаимодействия с соляной кислотой и NaOH, учитывая, что в щелочной среде
Химия. Лаб. практикум
-155-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)
Экспериментальная часть
образуется комплексный анион [Al(OH)4]–. Напишите схему диссоциации
гидроксида алюминия. Как изменяется концентрация ионов Al3+ и [Al(OH)4]–
при добавлении кислоты и щелочи?
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Докажите проявление амфотерных свойств гидроксидом бериллия, используя уравнения соответствующих химических реакций.
Р е ш е н и е. Амфотерность – это способность соединения проявлять
как кислотные, так и основные свойства.
Взаимодействие гидроксида бериллия с кислотами даёт соль кислоты
и воду: Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + H2O – основные свойства.
Взаимодействие со щелочами приводит к солям бериллиевой кислоты: Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] – кислотные свойства.
П р и м е р 2. К раствору, содержащему нитрат алюминия, добавили
вначале немного щелочи KOH, а затем ее избыток. Напишите молекулярные
и ионные уравнения реакций. Какое вещество находится в осадке и почему
осадок при дальнейшем добавлении KOH исчезает?
Р е ш е н и е. При первоначальном добавлении щелочи протекает реакция
Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KNO3
Al3+ + 3NO −3 + 3K+ + 3OH– = Al(OH)3↓ + 3K+ +3NO −3
Al3+ + 3OH– = Al(OH)3↓
Так как гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами, то
при избытке щелочи он растворяется в ней с образованием хорошо растворимого тетрагидроксоалюмината калия:
Al(OH)3↓ + KOH = K[Al(OH)4]
Контрольные вопросы и задачи
1. К раствору, содержащему соли бериллия и магния, добавьте избыток гидроксида натрия. Напишите молекулярные и ионные уравнения всех
реакций, которые при этом произошли. Какое вещество выпало в осадок? Какие ионы находятся в растворе?
2. Почему горящий магний нельзя тушить водой? Напишите соответствующие уравнения.
3. Напишите уравнения реакций взаимодействия Be, Mg и Al с разбавленным, концентрированными кислотами H2SO4, HNO3 и c водным раствором NaOH.
4. Как практически убедиться в амфотерных свойствах гидроксида
алюминия? Напишите уравнения соответствующих реакций.
5. Какая реакция будет протекать в водном растворе, содержащем одновременно ионы Al3+ и ионы S2–? Напишите уравнение реакции.
Химия. Лаб. практикум
-156-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17.
ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Цель работы
Изучение химических свойств хрома и марганца при взаимодействии
их с кислотами и щелочами; амфотерных свойств хрома; окислительновосстановительных свойств марганца в разных валентных состояниях.
Краткие теоретические сведения
Электронная конфигурация валентного уровня атомов хрома и марганца определяет переменную валентность в соединениях этих металлов:
Атом элемента
Распределение валентных электронов
по подуровням
Валентность
Плотность, г/см3
Твердость по шкале Мооса
Температура плавления, °С
Цвет в компактном состоянии
52
24
Ñr
3d54s1
II, III, VI
7,2
5
1855
Стальной
55
25
Mn
3d54s2
II, III, IV, VI, VII
7,3
6–7
1245
Светло-серый
Хром проявляет валентность два, три и шесть, марганец – два, три, четыре, шесть и семь. Наиболее устойчивы соединения трех- и шестивалентного хрома, а также двух-, четырех- и семивалентного марганца.
Хром в низшей степени окисления (II) проявляет основные свойства, и его
соединения – энергичные восстановители, в высшей степени окисления (VI) –
кислотные свойства, и, соответственно, соединения характеризуются ярко
выраженной окислительной функцией. Трехвалентный хром обладает амфотерными свойствами.
В обычных условиях металлический хром устойчив на воздухе и в воде. Он взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода, а концентрированная серная кислота действует на хром
при нагревании с выделением диоксида серы SO2. На воздухе образуются соли хрома (III), а без воздуха (в атмосфере водорода) образуются соли
хрома(II):
2Сr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2↑
⎯t → Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6 H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) ⎯
Хром пассивируется кислородом, концентрированной азотной кислотой, царской водкой, состоящей из 3 частей HCl и 1 части HNO3, и концентрированной H2SO4 при комнатной температуре.
Химия. Лаб. практикум
-157-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
Широкое применение имеют соли хрома(VI) хроматы и дихроматы
(табл. 17.1), между ними существует равновесие, которое может быть сдвинуто в ту или иную сторону в зависимости от среды.
Так, в кислой среде хроматы переходят в дихроматы:
2Na2CrO4 + 2H2SO4 ' Na2Cr2O7 + 2NaHSO4 + H2O
Дихроматы неустойчивы в щелочной среде и легко переходят в хроматы:
Na2Cr2O7 + 2NaOH ' 2Na2CrO4 + H2О
В очень разбавленных водных растворах дихромат-анион находится в
−
равновесии с анионом HCrO 4 :
2−
−
Cr2O 7 +H2O ' 2HCrO 4
Тригидрат окиси хрома, Cr(OH)3 получают в виде студнеобразного зеленого осадка при обработке солей трехвалентного хрома раствором гидроксидов натрия, калия или аммония в интервале pH 4,8–8,5 и другими методами. Гидроокись хрома (III) амфотерна, плохо растворима в воде, хорошо растворим в щелочах и кислотах с образованием солей.
Cr+3 + 3OH– ' Cr(OH)3 ' H3CrO3 ' 3H+ + CrO 33−
Основные свойства
Кислотные свойства
Таблица 17.1
Степени
Свойства оксидов
окисления хрома и гидроксидов
Cr2+
Основные
Cr3+
Амфотерные
Cr6+
Кислотные
Оксиды
Гидроксиды
Соли
Cr(OH)2
CrCl2, CrSO4
желто-коричневый
темный
Cr(OH)3
Cr2(SO4)3
серо-синий
серо-голубой
Cr2O3
HCrO2
KCrO2
зеленый
хромистая кислота
хромиты
сине-фиолетовый изумрудно-зеленый
H2CrO4
K2CrO4
хромовая кислота
хроматы
CrO3
желтый
желтый
темноH2Cr2O7
K2Cr2O7, CaCr2O7
красный
двухромовая кислота
дихроматы
оранжевый
оранжевый
CrO
черный
В избытке гидроксидов щелочных металлов гидроокись хрома переходит в растворимые хромиты M[Cr(OH)4] или M3[Cr(OH)6] в зависимости от
Химия. Лаб. практикум
-158-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
соотношения реагнтов. При растворении Cr(OH)3 в кислотах образуются соли
хрома (III) и вода.
Химические свойства марганца в значительной степени зависят от его
чистоты, поскольку даже малые количества примесей существенно меняют
его реакционную способность. При обычной температуре в атмосфере сухого
воздуха металлический марганец окисляется только с поверхности. При высокой температуре марганец горит на воздухе и тем более в кислороде, образуя оксиды, состав которых зависит от температуры:
Mn + 1/2O2 = MnO + 96,5 ккал,
Mn + O2 = MnO2 + 125,5 ккал,
2Mn + 3/2O2 = Mn2O3 + 233 ккал,
3Mn + 2O2 = Mn3O4 + 345 ккал.
+
Если марганец обрабатывать при нагревании разбавленными кислотами (HCl, H2SO4), то получаются соответствующие соли марганца (II) и выделяется водород. Концентрированная серная кислота, медленно на холоде и
быстро при нагревании, растворяет марганец:
Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2↑ + 2H2O
Концентрированная азотная кислота восстанавливается марганцем до
оксидов азота. Концентрированные растворы щелочей NaOH, KOH не взаимодействуют с марганцем.
Известно относительно мало соединений трех-, четырех-, шести- и
семивалентного марганца и очень много соединений, в которых марганец
двухвалентен.
Соединения марганца (II) и в меньшей степени марганца (III) проявляют восстановительные свойства, а соединения марганца(VI) и (VII) имеют
окислительные свойства.
Реакции окисления-восстановления с участием перманганат-иона
–
MnO4 зависят от среды, в которой марганец изменяет степень окисления от
Mn7+ до Mn2+, Mn4+ и Mn6+:
−
MnO 4 + 5ē + 8H+ →
pH < 7
−
в нейтральной среде MnO 4 + 3ē + 2H2O
pH = 7
в кислой среде
в щелочной среде
−
MnO 4 + ē
pH > 7
→
→
Mn2+ + 4H2O
бесцветный
Mn4+O2 + 4OH–
коричневый
2−
Mn6+O 4
зеленый
Переход марганца из одного валентного состояния в другое сопровождается изменением цвета его соединений (в порядке возрастания валентности): бесцветный, розовый, красный, коричневый, черный, зеленый, фиолетовый. За эту гамму цветов марганец называют «химическим хамелеоном»:
7+
6+
–
2 Mn O4− + 2OH = 2Mn O 24− + H2O + 1/2O2
Химия. Лаб. практикум
-159-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Краткие теоретические сведения
фиолетовый
зеленый
6+
2Mn O 24− + 4H+
=
зеленый
7+
Mn O−4 +
4+
Mn O4− + 2H2O
фиолетовый коричневый
Следующая реакция является примером реакций самоокислениясамовосстановления (диспропорционирования):
7+
6+
4+
3K 2 Mn O 4 + 2H2SO4 = 2K Mn O 4 + Mn O2 + 2K2SO4 + 2H2O
манганат калия
6+
7+
6+
перманганат калия
Mn – ē → Mn Mn – восстановитель,
Mn6+ – окислитель.
Mn6+ + 2ē → Mn4+
Хром и марганец – тугоплавкие металлы, парамагнитные, они находят
широкое применение при изготовлении различных сплавов. Хромистые стали имеют высокую твердость и стойкость к действию различных химических
реагентов.
Благодаря устойчивости по отношению к агрессивным атмосферным
воздействиям и многочисленным химическим реагентам металлический хром
применяют в качестве защитного антикоррозионного покрытия металлов
(хромирование), которое осуществляется методом электролиза. Металлический хром не токсичен.
Соли марганца не токсичны и находят широкое применение. Например, сульфат марганца MnSO4 применяется в сельском хозяйстве в качестве
микроудобрения, а перманганат KMnO4 используется в медицине как дезинфицирующее средство.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Получение оксида хрома (III)
Разложение дихромата аммония. Тщательно разотрите в ступке несколько кристаллов дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и насыпьте порошок в
цилиндрическую пробирку на 1/5 ее объема. Пробирку закрепите вертикально в штативе и нагрейте соль на пламени горелки. Как только начнется реакция, горелку уберите. Отметьте внешний эффект реакции и изменение цвета
порошка. Напишите уравнение реакции, учитывая, что кроме оксида хрома
(III) Cr2O3 получаются молекулярный азот и вода. Укажите окислитель и восстановитель в этом процессе.
Опыт 2
Получение тригидроксида хрома и изучение его свойств
Получите в двух пробирках тригидроксид хрома взаимодействием
растворов соответствующей соли хрома и гидроксида натрия. Отметьте цвет
Химия. Лаб. практикум
-160-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
и форму поликристаллов осадка. В одну из пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую – несколько капель раствора кислоты. Что
происходит с осадком? Какие растворимые вещества получились в каждом
случае? Напишите в ионной и молекулярной формах уравнения всех реакций. Назовите полученные в растворе соли.
Опыт 3
Условия существования в растворе хроматов и дихроматов
А. Превращение хроматов в дихроматы. В пробирку прилейте 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4. Отметье цвет раствора хромата калия,
характерный для ионов CrO24− . Прибавьте несколько капель раствора серной
кислоты. Происходит изменение цвета раствора, обусловленное появлением
ионов Cr2 O72− . Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах, учитывая, что процесс обратим.
Б. Превращение дихроматов в хроматы. Обратимость процесса, исследованного в предыдущем опыте, определится смещением ионного равновесия в
системе при добавлении кислоты и при добавлении щелочи. Какую среду следует создать в растворе, чтобы произошло превращение ионов Cr2 O72− в ионы
CrO24− ? Напишите уравнение реакции перехода дихромата калия в хромат.
Опыт 4
Окислительные свойства соединений хрома(VI).
Окисление йодида калия
В пробирку внесите 6-7 капель 1 н. раствора дихромата калия, 2-3 капли 0,5 н. раствора серной кислоты и 3-4 капли йодида калия. Напишите
уравнение реакции. Укажите, каким реактивом можно обнаружить присутствие свободного йода.
Йод маскирует окраску полученного соединения хрома. Чтобы йод
удалить, перелейте раствор в фарфоровую чашку и, поставив ее на асбестовую сетку, нагрейте маленьким пламенем горелки. Каким стал цвет раствора
после удаления йода? Какой ион хрома его обуславливает?
Опыт 5
Дигидроксид марганца, его получение и свойства
В три пробирки внесите по 3–5 капель 2 н. раствора какой-либо соли
марганца (II) и по 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Отметьте цвет осадка в
первый момент. В одной пробирке перемешайте раствор стеклянной палочкой и оставьте на некоторое время. В две другие пробирки к осадку добавьте:
в первую 2–4 капли 2 н. раствора соляной кислоты, во вторую – такое же количество 2 н. раствора щелочи. Что наблюдается в каждом случае?
Химия. Лаб. практикум
-161-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
Какие свойства (основные, кислотные или амфотерные) проявляет дигидроксид марганца? Как изменился цвет осадка в первой пробирке? Напишите уравнения реакций: а) получения дигидроксида марганца; б) взаимодействия его с кислотой; в) окисления дигидроксида марганца до тетрагидроксида кислородом воздуха с участием воды.
Опыт 6
Получение сульфида марганца и его окисление на воздухе
Внесите в пробирку 3–5 капель 1 н. раствора соли марганца (II) и
столько же 1 н. раствора сульфида аммония или натрия. При этом выпадает
осадок сульфида марганца телесно-розового цвета, который при перемешивании стеклянной палочкой приобретает бурую окраску, вследствие окисления кислородом воздуха. Напишите уравнение реакции, учитывая, что получаются тетрагидроксид марганца и свободная сера. Реакция протекает с участием воды.
Опыт 7
Восстановительные свойства соединений марганца(II)
Взаимодействие с пероксидом водорода в щелочной среде. К 3–5 капелям 1 н. раствора соли марганца (II) добавьте 2–3 капли раствора (1 н.) щелочи и 3-4 капли 10 %-го раствора пероксида водорода. Смесь нагрейте до
прекращения выделения кислорода вследствие полного разложения избытка
пероксида водорода. Наблюдайте образование осадка H2MnO3. Напишите
уравнение реакции в молекулярном и ионном виде, составив схему перехода
электронов.
Опыт 8
Окислительные и восстановительные свойства диоксида марганца
Окислительные свойства диоксида марганца. В коническую пробирку
внесите 1-2 микрошпателя диоксида марганца и 5–10 капель 2 н. раствора серной кислоты. К смеси добавьте 2-4 микрошпателя соли сульфата железа (II) и
8–10 капель воды. Закрыв пробирку пробкой, осторожно встряхните ее до
растворения двуокиси марганца. В полученный раствор внесите одну каплю
гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]. Присутствие какого иона обусловлевает окраску раствора? Напишите уравнение реакции окисления сульфата
железа (II) диоксидом марганца.
Опыт 9
Окислительные свойства перманганата калия
А. Восстановление перманганата калия йодидом калия в кислой, нейтральной и щелочной среде. В трех пробирках приготовьте 0,5 н. растворы
Химия. Лаб. практикум
-162-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Экспериментальная часть
перманганата калия: подкисленный серной кислотой, нейтральный и щелочной. В каждую пробирку добавьте по 2–5 капель 0,1 н. раствора йодида калия. Раствор во второй пробирке подогрейте. Наблюдайте изменения, происходящие в каждой пробирке. Какое вещество выпало в осадок во второй пробирке? Какое вещество окрасило раствор в зеленый цвет в третьей пробирке?
Напишите уравнение реакций в молекулярном и ионном виде для каждого
случая, считая, что в щелочной среде йодид калия KI полностью переходит в
йодат KIO3.
Б. Окисление перманганатом калия сульфата марганца. К раствору перманганата калия (3–5 капель) добавьте столько же раствора соли марганца (II).
Отметьте обесцвечивание раствора и образование бурого осадка. Какова степень окисления марганца в его соединении, полученном при восстановлении
марганца (VII) в нейтральной среде?
Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. По изменению окраски индикатора определите среду в полученном растворе? Напишите уравнение в молекулярном и ионном виде, учитывая, что в реакции участвует вода.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. На гидроксид хрома (III) подействовали избытком раствора серной кислоты и гидроксида натрия. Какие соединения хрома образуются в каждом из этих случаев? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
Р е ш е н и е. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 обладает амфотерными
свойствами и поэтому взаимодействует как с кислотами, так и с основаниями:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
2Cr(OH)3 + 6H+ = 2Cr3+ + 6H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–
или
HCrO2 + NaOH = NaCrO2 + H2O
HCrO2 + OH– = CrO −2 + H2O
П р и м е р 2. Через подкисленный серной кислотой раствор дихромата калия K2Cr2O7 пропустили газообразный сероводород H2S. Спустя некоторое время оранжевая окраска раствора перешла в серо-голубую и одновременно жидкость стала мутной. Составьте молекулярное и электронные уравнения происходящих реакций, учитывая минимальное окисление серы в сероводороде.
Химия. Лаб. практикум
-163-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Примеры решения типовых задач
Р е ш е н и е. Оранжевая окраска исходного раствора обусловлена ионами дихромата Cr2 O72− , а серо-голубой цвет после пропускания сероводорода дают ионы Cr3+, т. е. происходит восстановление Cr6+ до Сr3+. В молекуле
H2S степень окисления серы равна S2–. Минимальное окисление серы означает, что она отдает минимальное число электронов и приобретает степень
окисления равной нулю. Помутнение раствора вызывает сера, которая выпадает в осадок:
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3S↓ + K2SO4 + 7H2O
Cr6+ + 3ē → Cr3+ – восстановление,
S2– – 2ē → S0
– окисление.
П р и м е р 3. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях? Составьте формулы оксидов марганца, отвечающих этим степеням
окисления. Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов при переходе
от низшей степени окисления к высшей? Составьте уравнения реакций взаимодействия оксида марганца (II) с серной кислотой и оксида марганца (VII) с гидроксидом калия.
Р е ш е н и е. В соединениях марганец проявляет пять степеней окисления: Mn2+ – (MnO), Mn3+ – (Mn2O3), Mn4+ – (MnO2), Mn6+ – (MnO3), Mn7+ –
(Mn2O7). Оксиды MnO и Mn2O3 проявляют основные свойства, MnO2 – амфотерен, а MnO3 и Mn2O7 обладают кислотными свойствами.
Уравнения реакций задачи:
MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O
Mn2O7 + 2KOH = 2KMnO4 + H2O
Контрольные вопросы и задачи
1. Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают
гидроксиды хрома в степени окисления +2, +3, +6? Напишите молекулярные
и ионные уравнения их диссоциации.
2. Напишите в ионной и молекулярной форме уравнения растворения
тригидроксида хрома в соляной кислоте и в растворе гидроксида натрия. Какие химические свойства проявляет тригидроксид хрома?
3. Определите степень окисления хрома в следующих соединениях:
FeCrO4; CaCr2O7; Cr2O3; CrO; Fe(CrO2)2; K2Cr2O7; CrCl3.
4. Напишите уравнения реакций получения: а) дихромата калия из
хромата калия; б) дихромата калия из трихлорида хрома; в) дихромата калия
из хромита калия; г) хромита натрия из хромата натрия; д) хромита натрия из
дихромата натрия; е) хромита натрия из сульфата хрома (III).
5. Составьте полные уравнения реакций для следующих окислительно-восстановительных процессов:
Химия. Лаб. практикум
-164-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17. ЛЕГИРУЮЩИЕ МЕТАЛЛЫ (ХРОМ, МАРГАНЕЦ)
Контрольные вопросы и задачи
а) K2Cr2O7 + K2S + H2SO4 →
б) Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH →
в) CrCl3 + Na2O2 + NaOH →
6. Напишите формулы оксидов и гидроксидов марганца, проявляющих основные, амфотерные, кислотные свойства. Чем объяснить различие в их свойствах?
7. Напишите уравнения реакций получения из сульфата марганца (II)
дигидроксида марганца, диоксида марганца, перманганата калия.
8. Как из перманганата калия получить манганат калия, диоксид марганца, сульфат марганца (II)? Напишите уравнения реакций.
9. Какое соединение марганца (IV) наиболее устойчиво? Напишите
формулу и уравнения реакций, в которых это соединение является восстановителем и окислителем.
10. К водному раствору сульфата марганца (II) добавлены гидроксид
натрия, сероводородная вода, сульфид натрия, перманганат калия. Как протекают реакции в каждом отдельном случае? Напишите соответствующие
уравнения.
Химия. Лаб. практикум
-165-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ
КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ
ЖЕЛЕЗА (ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ)
Цель работы
Изучение и сравнение химических свойств железа, кобальта и никеля
при взаимодействии с кислотами и щелочами, их способности к комплексообразованию. Качественные реакции на ионы железа.
Краткие теоретические сведения
Наиболее характерные степени окисления для атомов элементов железа, кобальта и никеля +2 и +3 приведены ниже:
Атом элемента
Распределение валентных электронов
по подуровням
Валентность
Плотность, г/см3
Твердость по шкале Мооса
Температура плавления, °С
Цвет в компактном состоянии
55,8
26 Fe
58,9
27 Co
58,7
28 Ni
3d64s2
3d74s2
3d84s2
II, III
7,88
4-5
1536
II, III
8,83
5,5
1492
Серебристо-серый
II, III
8,91
5
1455
В отличие от кобальта и никеля наиболее устойчивы содинения Fe (III).
Железо в виде простого вещества представляет собой серебристосерый металл с синеватым отливом. Оно достаточно хорошо поддается механической обработке, проводит тепло и электричество, обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Железо входит в состав многочисленных
сплавов, применяющихся во всех отраслях промышленности.
В сухом воздухе железо устойчиво, но в присутствии влаги превращается в Fe2O3 · nH2O – ржавчину, пористую, рыхлую, гигроскопичную пленку,
которая способствует его дальнейшему разрушению:
2Fe + 1,5O2 + nH2O = Fe2O3· nH2O
Поскольку стандартный электродный потенциал системы отрицатель0
ный ÅFå/Få2+ = –0,44 В, поэтому железо относится к легко окисляемым металлам. Под действием разбавленных неорганических кислот (HCl, H2SO4 и др.)
оно превращается в соответствующие соли железа (II) с выделением водорода:
Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2
Химия. Лаб. практикум
Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2
-166-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Краткие теоретические сведения
Разбавленная азотная кислота, взятая в избытке, взаимодействует с
железом в соответствии с уравнением:
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
Под действием сильно концентрированных кислот H2SO4, HNO3, H2CrO4
железо пассивируется вследствие формирования плотной, пластичной защитной пленки переменного состава на поверхности металла.
Гидроксид железа Fe(OH)2 – хлопьевидный желтовато-белый осадок, это
продукт взаимодействия солей железа (II) со щелочами без доступа воздуха:
Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2↓
Гидроксид железа(II) в щелочной среде легко окисляется до Fe(OH)3.
В кислой среде переход из Fe (II) в Fe (III) возможен при действии сильных
окислителей (KMnO4, K2Cr2O7 и др.)
В присутствии воздуха Fe(OH)2 переходит в коричнево-зеленый осадок Fe(OH)2·Fе(OH)3, который постепенно превращается в красноватокоричневый гидроксид железа (III):
8Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)2·Fe(OH)3↓
4Fe(OH)2·Fe(OH)3 + O2 + 2H2O = 8Fe(OH)3↓
Для железа известно достаточно много комплексных соединений, как
например: K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(II) калия; Fe4[Fe(CN)6]3 – берлинская лазурь и др.
Железо имеет особое значение для организма человека и животных,
поскольку является катализатором процесса дыхания. Оно входит в состав
молекулы гемоглобина, который разносит с кровью кислород по всему организму.
Кобальт в компактном состоянии внешне похож на железо, но более
плотный и твердый. Хрупкость выше, чем у железа, поэтому плохо поддается
ковке, обладает ферромагнитными свойствами.
= – 0,277 B)
При обычной температуре металлический кобальт ( Å0
2+
Co / Co
устойчив к действию влажного воздуха, воды, сильных щелочей и разбавленных растворов органических кислот. Он медленно растворяется в разбавленных растворах HCl и H2SO4 и быстро – в разбавленной азотной кислоте:
Co + 2HCl + nH2O → CoCl2·nH2O + H2↑
Co + H2SO4 + nH2O → CoSO4·nH2O + H2↑
8Co + 20HNO3 + (n – 10)H2O → 8Co(NO3)2·nH2O + 2NO↑ + N2↑
Химия. Лаб. практикум
-167-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Краткие теоретические сведения
Под действием концентрированной азотной кислоты на холоде кобальт пассивируется.
Металлический кобальт используют в больших количествах при получении твердых сталей (устойчивых к истиранию и действию химических
реагентов), быстрорежущих сталей (для резцов, сверл и др.), сверхтвердых
металлокерамических сплавов, кислотостойких и огнеупорных сплавов (до
температуры 900 °С). Кобальт применяют для защиты других металлов от
коррозии, поскольку он очень устойчив к действию кислорода воздуха и воды. Радиоактивный изотоп
60
27
Co применяют в медицине.
Водный раствор дихлорида кобальта CoCl2 применяется в метеорологии для изготовления индикаторной бумаги, которая служит для определения
степени атмосферной влажности, поскольку в сухом воздухе эта бумага имеет синий цвет (содержит ион [CoCl4]2–), а во влажном – розовый (образуется
ион [Co(H2O)6]2+):
[Co(ОН)6]2+ + 4Cl– ' [CoCl4]2– + 6H2O
Розовый
Синий
В небольших дозах кобальт не токсичен для человека, животных или
растений. Кобальт относится к олигоэлементам, эти элементы необходимы
для жизнедеятельности человека и животных.
Никель – металл блестящего серебристо-серого цвета (после полировки появляется красивый металлический блеск). Это тяжелый металл, он ковок, тягуч, имеет относительно низкую тепло- и электропроводность, ферромагнитен.
Металлический никель химически менее активен по сравнению с железом и кобальтом, несмотря на близкие значения величин окислительновосстановительных потенциалов ( Å0 2+ = –0,25 В). Например, никель не
Ni / Ni
корродирует в воде и на воздухе.
Разбавленные кислоты HCl, H2SO4, HNO3 при нагревании медленно
растворяют металлический никель. Чем более разбавлен раствор кислоты,
тем более высокая температура требуется для растворения.
В концентрированной HNO3 никель пассивируется при 15 °С, а при
72 °С – энергично растворяется.
Гидроксид никеля Ni(OH)2 получают в виде объемистого зеленого
осадка при взаимодействии солей никеля(II) со щелочами:
NiCl2 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + 2NaCl
Гидроксид никеля плохо растворим в воде и концентрированных растворах щелочей, обладает основными свойствами, растворяется в кислотах, а
также в водном растворе аммиака NH4OH с образованием синих растворов
комплексных соединений, содержащих катион [Ni(NH3)6]2+:
Химия. Лаб. практикум
-168-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Краткие теоретические сведения
Ni(OH)2↓ + 6NH4OH = [Ni(NH3)6](OH)2 + 6H2O
Ni(OH)2↓ + 2NH4Cl + 4NH4OH = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
В отличие от Fe(OH)2 и Co(OH)2, гидроксид никеля (II) (в нейтральных и щелочных средах) устойчив на воздухе и окисляется только энергичными окислителями (например, хлорной или бромной водой):
2Ni(OH)2↓ + Cl2 + 2NaOH = Ni2O3·H2O↓ + 2NaCl + 2H2O
Никель относится к металлам, которые пользуются большим спросом,
однако его применение ограничено, поскольку это один из наиболее дорогих
технических металлов. Из него изготавливают антикоррозионные покрытия
(никелирование). Много никеля идет на получение сплавов, имеющих исключительно большое значение в технике (кислотоупорные сплавы, сплавы
для зубных протезов, монетные сплавы и др.).
Для человека, животных и растений металлический никель не токсичен.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Взаимодействие железа с кислотами
Налейте в четыре пробирки по 5 капель кислот: 2 н. HCl, 2 н. H2SO4,
концентрированной H2SO4 (ρ = 1,54 г/см3), 2 н. HNO3. В каждую пробирку
внесите кусочек железной проволоки. Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем добавьте во все растворы по капле 0,01 н. раствора роданида калия или аммония, которые образуют с ионами железа (III)
соль Fe(CNS)3, интенсивно окрашенную в красный цвет. В каких пробирках
образовались ионы Fe3+? Чем объясняется образование ионов железа различной степени окисления при взаимодействии железа с кислотами разной концентрации? Напишите соответствующие уравнения реакций и укажите в каждом случае окислитель.
Опыт 2
Получение дигидроксидов железа, кобальта, никеля
и исследование их свойств
А. Получение дигидроксида железа и его окисление кислородом воздуха. В солях железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда
присутствуют в небольшом количестве ионы железа (III). Поэтому для изучения свойств железа (II) следует брать кристаллическую двойную соль
(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O (соль Мора), сульфат аммония стабилизирует Fe (II).
Соль Мора в растворе полностью диссоциирует, поэтому в уравнениях реакций можно записывать формулу только сульфата двухвалентного железа.
Химия. Лаб. практикум
-169-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Экспериментальная часть
Поместите в пробирку 3 капли 2 н. раствора соли Мора и добавляйте
по каплям 2 н. раствор щелочи до выпадения зеленоватого осадка частично
окислившегося дигидроксида железа. Перенесите часть осадка в другую пробирку и проверьте, взаимодействует ли он с 2 н. соляной кислотой. Остальной осадок перемешайте стеклянной палочкой и наблюдайте по истечении
некоторого времени побурение вследствие образования тригидроксида железа. Напишите уравнения реакций образования дигидроксида железа и его
окисления в тригидроксид под действием кислорода воздуха и воды.
Б. Получение дигидроксида кобальта и его окисление. Внесите в две
пробирки по 2-3 капли раствора соли кобальта (II) CoSO4 и добавьте по каплям раствор гидроксида натрия. Вначале появляется синий осадок основной
соли кобальта (CoОН)2SO4, который затем меняет цвет на розовый, вследствие образования дигидроксида кобальта. Напишите уравнения реакций образования дигидроксида кобальта по стадиям.
В одной пробирке размешайте осадок стеклянной палочкой для обеспечения лучшего соприкосновения Co(OH)2 с кислородом воздуха, в другую
добавьте 2-3 капли 3 %-го раствора пероксида водорода. В каком случае происходит окисление дигидроксида кобальта? Какой ион является более энергичным восстановителем: Fe2+ или Co2+?
В. Получение дигидроксида никеля и его окисление. Внесите в три пробирки по 2-3 капли 1 н. раствора соли никеля (II) NiSO4 и добавьте по каплям
1 н. раствор NaOH до выпадения осадка дигидроксида никеля. В первой пробирке перемешайте осадок стеклянной палочкой, во вторую добавьте 2-3 капли
3 %-го раствора пероксида водорода, в третью – одну каплю бромной воды.
В каком случае наблюдается окисление и связанное с ним изменение цвета
осадка? Напишите уравнение реакции окисления дигидроксида никеля в тригидроксид. Сравните восстановительные свойства ионов Fe2+, Co2+, Ni2+.
Опыт 3
Восстановительные свойства железа(II)
А. Восстановление перманганата калия. Поместите в пробирку 5 капель 2 н. раствора перманганата калия и 2 капли 2 н. раствора серной кислоты. Внесите в раствор один микрошпатель соли Мора. Обесцвечивание раствора происходит вследствие восстановления фиолетового иона MnO4– до
практически бесцветного в кислой среде иона марганца (II). Напишите уравнение реакции.
Б. Восстановление пероксида водорода. Приготовьте в двух пробирках раствор соли Мора. В одну пробирку добавьте 3 капли 2 н. раствора серной кислоты и 3 капли 3 %-го раствора пероксида водорода H2O2, а затем в
обе пробирки по одной капле 0,01 н. раствора роданида калия (или аммония).
В какой пробирке обнаруживаются ионы железа (III)? Восстановите пероксид водорода солью Мора в щелочной среде. Напишите уравнения обеих
окислительно-восстановительных реакций.
Химия. Лаб. практикум
-170-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Экспериментальная часть
Опыт 4
Окислительные свойства железа (III)
А. Окисление йодида калия. В пробирку с тремя каплями раствора
FeCl3 добавьте 1-2 капли раствора йодида калия. Как окрашивается раствор?
Напишите уравнения реакций. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель.
Б. Окисление цинка. В пробирку с 0,5 мл 15 %-го раствора FeCl3 внесите кусочек цинка. На основании наблюдений результатов опыта и используя величины потенциалов возможных окислительно-восстановительных
процессов, напишите уравнения реакций.
Опыт 5
Исследование прочности цианистых комплексов
железа (II) и железа (III)
Поместите
в
две
пробирки
по
3-4
капли
раствора
гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6], в одну добавьте две капли раствора
сульфида аммония (NH4)2S, в другую – две капли 2 н. раствора щелочи. Выпадают ли осадки сульфида и гидроксида железа (II)?
Тот же опыт проделайте с раствором гексацианоферрата (III) калия
K3[Fe(CN)6]. Выпадают ли осадки сульфида и гидроксида железа (III)? На основании результатов опыта сделайте вывод о прочности комплексных ионов
[Fe(CN)6]4– и [Fe(CN)6]3–?
Напишите уравнения диссоциации комплексных солей железа, комплексных ионов и выражения для констант нестойкости.
Опыт 6
Гидратация иона Co2+
Налейте в две пробирки по 5-6 капель насыщенного раствора соли кобальта (II) CoCl2. В первую пробирку внесите две капли концентрированной
соляной кислоты (ρ = 1,19 г/см3), во вторую – маленький кусочек хлорида
кальция, предварительно прокаленного на асбестовой сетке. Как изменяется
окраска растворов?
Поместите в третью пробирку один микрошпатель соли кобальта(II) и
3-4 капли этилового спирта. Отметьте окраску и разбавьте полученный раствор, добавляя воду. Как изменяется окраска раствора при разбавлении?
Опыт 7
Комплексные соединения кобальта и никеля
А. Получение аммиачного комплекса кобальта (хлорида гексамминкобальта (II)). Внесите в пробирку 3-4 капли 2 н. раствора соли кобальта и добавляйте по каплям 25 %-й раствор гидроксида аммония. Вначале выпадает
Химия. Лаб. практикум
-171-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Экспериментальная часть
осадок дигидроксида кобальта. Затем осадок растворится вследствие образования комплексного основания кобальта [Co(NH3)6](OH)2.
Полученный раствор разлейте в две пробирки. В одной из них тщательно перемешайте раствор стеклянной палочкой и наблюдайте за изменением окраски вследствие окисления полученного комплексного соединения
кобальта (II) в комплексное соединение кобальта (III) (координационное число остается равным 6). Добавьте две капли 0,5 н. раствора сульфида аммония.
Почему выпадает осадок? Во вторую пробирку добавьте 2-3 капли 3 %-го раствора пероксида водорода. Почему изменяется окраска?
Напишите уравнения реакций: а) образования комплексного соединения двухвалентного кобальта; б) его окисления кислородом воздуха и пероксидом водорода в аммиачный комплекс трехвалентного кобальта; в) диссоциации комплексных соединений; г) диссоциации комплексных ионов и выражения констант их нестойкости. (Какой комплексный ион прочнее:
[Co(NH3)6]2+ или [Co(NH3)6]3+ и почему?).
В. Получение аммиачного комплекса никеля (хлорида гексамминникеля (II)). Растворите один микрошпатель хлорида никеля в пяти каплях воды. Добавьте по каплям раствор 2 н. щелочи до выпадения осадка и затем
пять капель 25 %-го раствора гидроксида аммония до растворения осадка.
Подействуйте на полученный раствор раствором сульфида аммония. Каков
состав выпадающего осадка? Напишите уравнения протекающих при этом
реакций.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. Как получить берлинскую лазурь Fe4[Fe(CN)6]3, имея в
качестве исходных веществ сульфат железа (II), азотную кислоту и цианид
калия? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
Р е ш е н и е. Делим раствор сульфата железа (II) FeSO4 на две части. К
первой части приливаем раствор HNO3 для окисления железа (II) до железа (III):
3FeSO4 + 4HNO3 = 3Fe(NO3)SO4 + NO↑ + 2H2O
−
3Fe2+ + 4NO 3 = 3Fe3+ + NO↑ +2H2O
Ко второй части раствора FeSO4 приливаем избыток цианида калия
для получения комплексной соли:
FeSO4 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + K2SO4
Fe2+ + 6CN– = [Fe(CN)6]4–
Смешав оба раствора прореагировавших веществ, получим синий осадок берлинской лазури:
4Fe(NO3)SO4 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 4KNO3 + 4K2SO4
Химия. Лаб. практикум
-172-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18. ТЯЖЕЛЫЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Примеры решения типовых задач
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4– = Fe4[Fe(CN)6]3↓
П р и м е р 2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, которые необходимо выполнить для осуществления следующих превращений:
Co(OH)2 → Co(OH)3 → CoCl2 → Co(OH)Cl
Р е ш е н и е. Вначале окислим гидроксид кобальта (II) в гидроксид
кобальта(III) сильным окислителем гипохлоритом натрия NaClO:
2Co(OH)2↓ + NaClO + H2O = 2Co(OH)3↓ + NaCl
2Co(OH)2↓ + ClO– + H2O = 2Co(OH)3↓ + Cl–
При действии кислот на Сo(OH)3 получаются соли кобальта (II), как
более устойчивые, а не кобальта (III):
2Co(OH)3↓ + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2↑ + 6H2O
2Co(OH)3↓ + 6H+ + 6Cl– = 2Co2+ + Cl2↑ + 6H2O
Чтобы получить основную соль Co(OH)Cl, необходимо к хлориду кобальта (II) добавить щелочь в эквивалентном количестве:
CoCl2 + NaOH = Co(OH)Cl↓ + NaCl
Co2+ + Cl– + OH– = Co(OH)Cl↓
Контрольные вопросы и задачи
1. Напишите электронные формулы атомов железа, кобальта и никеля.
Какой из ионов Fe2+, Co2+ или Ni2+ является более сильным восстановителем?
Приведите примеры реакций, в которых проявляется это различие.
2. Как получить из металлического железа соль железа (II), соль железа(III)? Напишите уравнения реакций.
3. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно различить в растворе ионы Fe2+ и Fe3+.
4. Как перевести соль железа (II) в соль железа (III)? Как осуществить
обратный переход?
5. Напишите уравнение реакции между гидроксидом кобальта (III) и
концентрированной соляной кислотой.
6. Какая из комплексных солей более устойчива: [Co(NH3)6]Cl2 или
[Co(NH3)6]Cl3? Почему? Проверьте, совпадает ли ответ со значениями констант нестойкости данных комплексных ионов.
7. Составьте уравнения реакций для превращения сульфата никеля (II)
в гидроксид Ni(OH)2 и его переход в аммиачный комплекс [Ni(NH3)6](OH)2.
Химия. Лаб. практикум
-173-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК
Цель работы
Изучение взаимодействия цинка с кислотами и щелочами, его восстановительных и амфотерных свойств.
Краткие теоретические сведения
Цинк является d-элементом, имеет порядковый номер 30 в таблице
Д.И. Менделеева, атомную массу 65,4; электронную конфигурацию 3d104s2,
которая обуславливает постоянную валентность II и степень окисления +2.
Это блестящий серебристо-белый тяжелый металл с плотностью
7,13 г/см3, tпл = 419,44 °С; твердостью 2,5-2,9 по шкале Мооса. Он диамагнитен, имеет пять природных изотопов. Находит широкое применение в различных сплавах, для покрытия изделий из железа (стали) для защиты их от
коррозии.
Цинк – необходимый элемент как для организма человека и животных, так и для растений. Он входит в состав фермента крови, с помощью которого происходит перенос в ней диоксида углерода СО2.
= − 0,76 В). При хранении
Цинк – металл средней активности ( Å0
2+
Zn / Zn
в сухом воздухе цинк длительное время остается блестящим, однако во
влажном воздухе поверхность его покрывается тонкой защитной пленкой оксида ZnO и гидроксокарбоната (ZnOH)2СО3, которая в дальнейшем предохраняет металл от коррозионного действия атмосферных реагентов.
Металлический цинк не разлагает воду при комнатной температуре
или кипячении, поскольку в присутствии воды поверхность цинка покрывается гидроксидом Zn(OH)2, который препятствует дальнейшему разрушению
металла.
Гидроксид цинка не растворим в воде, но легко растворяется в кислотах:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
и щелочах, образуя цинкаты и гидроксоцинкаты:
Zn(OH)2 + 2NaOH
'
Na2[(ZnOH)4]
'
Тетрагидроксоцинкат натрия
Na2ZnO2+ 2H2O
Цинкат натрия
Гидроксид цинка, проявляя амфотерные свойства, диссоциирует как
основание и как кислота:
Zn2++2ОН¯ '
(ZnOH)2 '
Основные свойства
Химия. Лаб. практикум
Н2ZnO2 '
2Н++ ZnO 22 −
Кислотные свойства
-174-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК
Краткие теоретические сведения
Цинк реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами, в которых окислителем являются ионы Н+:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Zn – восстановитель,
Zn – 2ē → Zn
+
2Н + 2ē → H2↑ Н+ – окислитель,
Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2↑
2+
С концентрированными кислотами цинк взаимодействует как сильный восстановитель:
Zn + 2H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Zn – 2ē → Zn2+
Zn – восстановитель,
S+6 + 2ē → S4+
S+6 – окислитель,
4Zn + 10HNO3 (разб) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Zn° – 2ē → Zn2+
Zn – восстановитель,
N5+ + 8ē → N3–
N5+– окислитель.
С водными растворами щелочей цинк реагирует с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[(ZnOH)4] + H2↑
Экспериментальная часть
Опыт 1
Растворение цинка в кислотах и щелочах
Поместите в пробирку 4-5 капель 2 н. раствора серной кислоты, добавьте один микрошпатель цинковой пыли и подогрейте. Какой газ выделяется? В той же последовательности проделайте опыт, заменив 2 н. раствора
серной кислоты на концентрированную серную кислоту. Какой газ выделяется, если атом серы восстанавливается до +4. Проверьте растворимость цинка
в 2 н. растворах соляной кислоты и 2 н. растворе NaOH. Запишите наблюдения, составьте уравнения проделанных реакций и назовите полученные соли
цинка.
Опыт 2
Получение гидроксида цинка и исследование его свойств
В две пробирки налейте по 3-4 капли 2 н. раствора соли ZnCl2 и добавьте по каплям 2 н. раствор гидроксида натрия до образования студенисто-
Химия. Лаб. практикум
-175-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК
Экспериментальная часть
го осадка Zn(OH)2. Проверьте, растворяется ли полученный гидроксид цинка
в разбавленной соляной кислоте и в избытке щелочи.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какие
свойства проявляет гидроксид цинка?
Опыт 3
Комплексные соединения цинка
Поместите в пробирку две капли раствора хлорида цинка и добавьте
две капли 2 н. раствора гидроксида аммония. Какое вещество выпадает в осадок? Прибавьте по каплям раствор гидроксида аммония до полного растворения осадка.
Учитывая, что для иона комплексообразователя Zn2+ характерно координационное число 4, напишите уравнения реакций, уравнение диссоциации
полученного комплексного соединения цинка и его комплексного иона, а
также уравнение константы нестойкости. (см. далее решение примера 1).
Опыт 4
Восстановительные свойства цинка
Поместите в фарфоровый тигель два микрошпателя цинковой пыли, 4
капли раствора нитрата калия KNO3 и 2-3 капли концентрированного раствора NaOH. Медленно нагрейте содержимое тигля на асбестовой сетке до слабого кипения. Поднесите к тиглю влажную лакмусовую бумажку. Почему
бумага синеет? Какая соль цинка образуется? Напишите уравнение реакции и
укажите переход электронов. Обратите внимание на то, что цинк восстанавливает азот из нитрата цинка Zn(NO3)2 до аммиака NH3.
Примеры решения типовых задач
П р и м е р 1. При постепенном добавлении раствора гидроксида
аммония к раствору сульфата цинка образующийся вначале осадок растворяется. Составьте ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Р е ш е н и е. Из соли ZnSO4 можно получить основную соль гидроксосульфат цинка (ZnOH)2SO4, которая выпадает в осадок, образующийсяся в
результате реакции:
2ZnSO4 + 2NH4OН = (ZnOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4
В сокращенной ионной форме уравнение имеет вид
2Zn2+ + SO 4 + 2NH4OН = (ZnOH)2SO4↓ + 2NH +4
2−
При дальнейшем добавлении гидроксида аммония осадок растворяется, так как образуется растворимое комплексное соединение:
(ZnOH)2SO4↓ + 10NH4OН = 2[Zn(NH3)4](OН)2 + (NH4)2SO4 + 8Н2О
Химия. Лаб. практикум
-176-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 19. ЦИНК
Примеры решения типовых задач
Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид
(ZnOH)2SO4↓ + 10NH4OН = 2[Zn(NH3)4]2++ 4ОН¯ + 2NH4+ + SO42–+ 8Н2О
П р и м е р 2. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с
концентрированными серной и азотной кислотами, в которых ион S+6 при нагревании переходит в свободную серу S, ион N5+ – в ион N4+, а цинк является
восстановителем.
Р е ш е н и е. В результате взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой при нагревании образуются соль, вода и сера S, которая
выпадает в осадок:
3Zn + 4H2SO4(конц) = 3ZnSO4 + S↓ + 4Н2О
Zn° – 2ē → Zn2+ Zn – восстановитель,
S+6 + 6ē → S°
S+6 – окислитель.
С концентрированной азотной кислотой протекает реакция с образованием диоксида азота NO2, в котором азот имеет степень окисления +4:
Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Zn° – 2ē → Zn2+ Zn – восстановитель,
N5+ + 1ē → N4+ N5+– окислитель.
Контрольные вопросы и задачи
1. Приведите примеры и напишите уравнения реакций, в которых
цинк является восстановителем.
2. Напишите электронную формулу атомов цинка и ртути. Какой из
гидроксидов – Zn(OH)2 или Hg(OH)2 – должен проявлять более сильные основные свойства? Ответ мотивируйте.
3. Химически чистый цинк медленно растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. Почему интенсивность взаимодействия с кислотами резко возрастает, если коснуться металла медной проволокой или добавить в раствор кислоты соль меди? Будет ли аналогичным образом влиять на
процесс растворения цинка в кислоте введение солей свинца, ртути, магния?
4. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с кислотами:
а) соляной; б) серной (концентрированной и разбавленной); в) азотной (концентрированной и разбавленной).
5. Напишите формулы и названия солей, которые образуются при растворении гидроксида цинка: а) в соляной кислоте; б) в гидроксиде калия.
6. Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении к раствору, содержащему ионы цинка: а) избытка щелочи; б) избытка гидроксида
аммония. К какому классу соединений относятся полученные вещества?
Химия. Лаб. практикум
-177-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20.
ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы
Ознакомление с экспериментальными методами получения металлического олова и его окисных соединений; изучение их кислотно-основных и
окислительно-восстановительных свойств.
Краткие теоретические сведения
Олово с порядковым номером 50 в периодической таблице элементов
и электронной конфигурацией валентного уровня 5s2 5p2 проявляет пере0
менную валентность II и IV. Стандартный электродный потенциал ÅSn
=
/ Sn 2 +
−0,14 В определяет его окислительно-восстановительные свойства.
Олово – редкий металл; содержание его в земной коре составляет
.
−3
8,0 10 вес. %. В чистом состоянии олово встречается редко. Основной минерал промышленного получения олова − касситерит, SnO2, который восстанавливают при нагревании с Al, Zn, C (коксом), водородом и другими восстановителями, например:
SnO2 + 2Zn = Sn + 2ZnO
3SnO2 + 4Al = 3Sn + 2Al2O3
В лабораторных условиях металлическое олово можно получить восстанавлением SnO2 углем, нагревая смесь в пламени горелки:
SnO2 + 2С Sn + 2CO
Другой, легко реализуемый способ получения олова при комнатной
температуре, – восстановление водных растворов соединений двух- и четырехвалентного олова алюминием, магнием, цинком и другими металлами,
потенциал которых отрицательнее потенциала Sn. Например:
SnCl2 + Mg = Sn + MgCl2,
Na2[SnCl6] + 2Zn = Sn + 2ZnCl2 + 2NaCl
Металлическое олово существует в трех аллотропных модификациях.
Белое олово β-Sn парамагнитно, устойчиво в интервале температур 13,2−161 оС.
Это серебристо-белый металл, имеющий плотность 7,29 г/см3 (20 оС) и твёрдостью 1,5-1,8 (по шкале Мооса), с электропроводностью порядка 14 % от
электропроводности серебра. Серое олово α-Sn диамагнитно, устойчиво ниже 13,2 оС – серый порошок без металлического блеска. Эта модификация
имеет плотность 5,85 г/см3 и обладает полупроводниковой проводимостью,
скорость перехода β-Sn в α-Sn достигает максимума при −48 oС, обратный
Химия. Лаб. практикум
-178-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
переход происходит при переплавке; модификация γ-Sn устойчива между
161 оС и температурой плавления чистого олова (231,8 оС).
В обычных условиях и во влажном воздухе олово устойчиво, покрываясь защитной пленкой SnO2, прочность которой невысокая, поэтому выше 150
о
С скорость окисления резко возрастает даже в сухой атмосфере. При нагревании олово реагирует с водой, окисляясь до SnO2 с выделением водорода.
Олово с хлором и бромом при комнатной температуре, с йодом – при
о
50 С образует тетрагалогениды олова.
В зависимости от концентрации и температуры хлороводордная (соляная) и серная кислоты с разной скоростью реагируют с оловом:
нии;
Sn + 2HCl (разб) → SnCl2 + H2
Sn + 2HCl (конц) → SnCl2 + H2
– медленно при 20 оС;
– быстро при нагрева-
Sn + H2SO4 (разб) → SnSO4 + H2
– при 20 оС;
Sn + 4H2SO4 (конц) → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O – при нагревании.
Олово проявляет высокую активность с азотной кислотой даже при
нулевой температуре; концентрация кислоты определяет результат реакции:
4Sn + 10HNO3 (разб) → 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Sn + 4HNO3 (конц) → H2SnO3+ 4NO2 + H2O
Дымящая азотная кислота пассивирует металлическое олово, однако в
царской водке с избытком соляной кислоты металлическое олово растворяется:
3Sn + 4HNO3 + 18HCl → 3H2[SnCl6] + 4NO + 8H2O
Следует обратить внимание на то, что разбавленные органические кислоты реагируют с оловом только в присутствии кислорода воздуха, образуя
растворимые соединения, а в отсутствие воздуха не взаимодействуют. Это важно помнить при хранении продуктов питания в луженых консервных банках.
В горячих растворах гидроксидов щелочных металлов олово растворяется. Получаются гексагидроксостаннаты, выделяется водород:
Sn + 2KOH + 4HOH → K2[Sn(OH)6] + 2H2
Олово – металл пластичный с малой твердостью, с низкой температурой плавления, устойчивый к атмосферной коррозии и с очень незначительной токсичностью. Поэтому олово широко применимо. Оловянная фольга –
станиоль – используется в пищевой и фармацевтической промышленности в
качестве упаковочного материала. Из олова делают сплавы для пайки, для
защиты от коррозии. Олово входит в состав бронз и некоторых видов латуни,
придавая им устойчивость к коррозии. Олово катализирует процессы хлорирования многих веществ.
Химия. Лаб. практикум
-179-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Двухвалентное олово известно в виде катиона Sn2+ и может входить в
состав различных анионов: [Sn(OH)4]2-, [SnX6]4- и т. д. Соединения двухвалентного олова склонны к гидролизу, проявляют восстановительный характер. При гидролизе солей двухвалентного олова образуются трудно растворимые основные соли:
Sn2+ + HOH ' Sn(OH)+ + H+
Добавление кислот смещает равновесие влево. Присутствие кислорода при гидролизе приводит к образованию гексагидроксооловянной кислоты:
SnCl2 + 5H2O + 1/2O2 ' H2 [Sn(OH)6)] + 2HCl
Окись олова, SnO, образуется при совместном нагревании концентрированных растворов солей двухвалентного олова и гидроксидов или карбонатов щелочных металлов:
SnCl2 + 2NaOH = SnO + 2NaCl + H2O
Другим предшественником SnO является гидроокись олова Sn(OH)2.
Дегидратацией или кипячением водной суспензии Sn(OH)2, содержащей небольшое количество HCl, получается SnO. Следует отметить, что в зависимости от метода получения окись олова имеет различный цвет; на свету SnO
любой окраски переходит в черный цвет.
Окись олова взаимодействует с концентрированными щелочами при
нагревании с образованием станнатов:
2SnO + 2KOH + 2H2O = K2[Sn(OH)6] + Sn
Действие паров воды, газообразных хлора, SO2, NO2 окисляет SnO
до SnO2.
Гидроокись двухвалентного олова Sn(OH)2 осаждается в виде белого
осадка из растворов солей двухвалентного олова, обработанных гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:
SnCl2 + 2KOH = Sn(OH)2 + 2KCl
При растворении Sn(OH)2 в концентрированных растворах щелочей
образуются три-, или тетрагидростанниты:
Sn(OH)2 + KOH = K[Sn(OH)3]
Sn(OH)2 + 2KOH = K2[Sn(OH)4]
Химия. Лаб. практикум
-180-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Лабораторный способ получения двуокиси олова SnO2 заключается в
прокаливании на воздухе сульфида олова или обезвоживании гидратированной двуокиси олова SnO2·n H2O (700–800 oС):
SnS + 2O2 = SnO2 + SO2
Сплавлением SnO2 с окислами щелочных металлов или щелочами получают безводные соли метастаннаты:
SnO2 + K2O = K2SnO3,
SnO2 + 2KOH = K2SnO3 + H2O
Растворяясь в соляной кислоте, аморфная SnO2 превращается в гесахлорооловянную кислоту:
SnO2 + 6HCl ' H2[SnCl6]
Растворы солей четырехвалентного олова при обычной температуре в
слабощелочной среде легко переходят в кислоты четырехвалентного олова:
H2[SnCl6] + 6NaOH = H2[Sn(OH)6] + 6NaCl
К такому же результату приводит подкисление гексагидроксостаннатов щелочных металлов:
Na2[Sn(OH)6] + 2HCl = H2[Sn(OH)6] + 2NaCl
Соединение H2[Sn(OH)6] выделяется в виде аморфного осадка слабокислого характера. Гексагидроксостаннаты щелочных металлов амфотерны,
так как растворяется в кислотах и щелочах:
H2[Sn(OH)6] + 2KOH = K2[Sn(OH)6] + 2H2O
H2[Sn(OH)6] + 6HCl = H2[Sn(OH)6] + 6H2O
Экспериментальная часть
Опыт 1
Восстановление оксида олова углем
Оксид олова в количестве 0,3−0,4 г смешайте с двойным количеством
мелко истолченного древесного угля и поместите в пробирку. Пробирку закрепите горизонтально в штативе и нагрейте пламенем горелки (спиртовки) в
течение 10 мин. Охлажденную смесь высыпьте из пробирки на бумагу и отделите блестящие чешуйки или шарики металлического олова.
Напишите уравнение реакции восстановления оксида олова углем.
Химия. Лаб. практикум
-181-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
Опыт 2
Восстановление двухвалентного олова из раствора
В пробирку прилейте 5-6 капель водного раствора двухвалентного
хлорида олова и опустите туда маленький кусочек цинка. Наблюдайте выделение металлического олова на поверхности цинка.
Объясните результат. Напишите уравнение реакции в ионном виде.
Опыт 3
Взаимодействие олова с кислотами
В пять пробирок поместите в каждую по 0,1-0,2 г металлического
олова. В первую пробирку налейте 5-6 капель 2 н. раствора соляной кислоты.
Отметьте скорость протекания реакции по скорости выделения пузырьков газа. Нагрейте пробирку на водяной бане. Изменилась ли скорость реакции?
Слейте раствор разбавленной соляной кислоты и прилилейте 5-6 капель концентрированной соляной кислоты. Записшите наблюдения и уравнения реакций.
Во вторую пробирку прилейте 5-6 капель 2 н. раствора серной кислоты. Наблюдайте выделение газа водорода. Напишите уравнение реакции,
учитывая, что образуется соль двухвалентного олова.
В третью пробирку прилейте 5-6 капель концентрированной серной
кислоты. Запишите наблюдения, напишите уравнение реакций с учетом образования: сульфата четырехвалентного олова, диоксида серы и воды.
В четвертую пробирку добавьте 5−6 капель 2 н. азотной кислоты. Наблюдается ли выделение газа? Если газ выделяется, следовательно, азот восстанавливается до оксидов. Если выделение газа не наблюдается, то реакция
сопровождается восстановлением азота до N3−. Олово окисляется до SnО. В
соответствии с наблюдениями запишите уравнения реакций.
В пятую пробирку прилейте 5-6 капель концентрированной азотной
кислоты. При этом наблюдается выпадение белого осадка и выделение газа.
Запишите уравнения реакции, учитывая, что олово превращается в βоловяную кислоту H2SnO3, а азотная кислота – в NO2. Запишите окислительно-восстановительную реакцию в молекулярной и ионной формах. Сделайте
вывод об отношении олова к кислотам.
Опыт 4
Кислотно-основные свойства хлорида олова (II)
В две пробирки прилейте по 3-4 капли раствора двухвалентного хлорида олова и по каплям добавьте в каждую пробирку 2 н. раствора гидроксида натрия до образования устойчивого белого осадка. В первую пробирку добавьте дополнительно 3-4 капли 2 н. раствора гидроксида натрия, во вторую
– такое же количество 2 н. раствора соляной кислоты. Объясните наблюдаемое
растворение осадков. Напишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в щелочном растворе образуется комплексный анион [Sn(OH)4)]2−. Объясните химические свойства двухвалентного олова, установленные в опыте.
Химия. Лаб. практикум
-182-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
Опыт 5
Восстановительные свойства соединений олова (II)
В двух пробирках по 3-4 капли раствора хлорида олова (II) подкислите 2-3 каплями 2 н. раствора серной кислоты и к полученным растворам по
каплям прибавьте: в одну пробирку раствор бихромата калия, в другую –
перманганат калия. Запишите наблюдения и уравнения процессов методом
полуреакций.
Опыт 6
Гидроксид олова (IV) и его свойства
В две пробирки прилейте по 3-4 капли раствора хлорида олова (IV) и
несколько капель 2 н. раствора едкого натра до выпадения осадка. К полученному осадку добавьте в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую – несколько капель 2 н. раствора едкого натра до
растворения осадков.
Напишите уравнения реакции получения гидроксида олова (IV) и его
взаимодействия с кислотой и щелочью, помня о том, что в щелочной среде
образуется комплексная соль гексагидроксостаннат натрия.
Контрольные вопросы и задачи
1. Какие металлы, кроме цинка, можно использовать при восстановлении оксида олова (II)?
2. Используя значения энтальпий образования, предскажите температурные условия восстановления SnO2 относительно условий восстановления SnO.
3. Объясните причину выделения газа NO при взаимодействии олова с
разбавленной азотной кислотой и причину выделения водорода при его
взаимодействии с разбавленной серной кислотой, учитывая, что серная кислота – сильный окислитель.
4. Почему при взаимодействии олова с разбавленной азотной кислотой выделяется NO, а с концентрированной – преимущественно NO2?
5. Как изменится концентрация ионов Sn4+ и [Sn(OH)6]2− при добавлении щелочи? Кислоты?
6. Какой из оксидов и почему проявляет более кислотные свойства:
SnO или SnO2?
7. Какая из солей имеет большее значение константы гидролиза: SnCl2
или SnCl4?
8. Составьте ионные уравнения предлагаемой реакции:
SnCl2 + FeCl3 →
9. Сколько граммов SnS может раствориться в 2 мл 12 н. раствора соляной кислоты?
10. В каких средах преимущественно находятся ионы Sn4+ и (SnO3)2−?
Химия. Лаб. практикум
-183-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы
Ознакомление с экспериментальными методами получения металлического свинца, оксидов и гидроксидов свинца; изучение их кислотноосновных и окислительно-восстановительных свойств.
Краткие теоретические сведения
Свинец имеет порядковый номер 82 в периодической системе элементов. Электронная конфигурация валентного уровня 6s26p2 обуславливает переменную валентность II и IV. Стандартный электродный потенциал
Å0 2+ = −0,13 Â определяет его окислительно-восстановительные свойства.
Pb / Pb
В земной коре содержится 1,6 . 10−3 вес. % свинца. Очень редко он
встречается в чистом состоянии. Наиболее важные минералы, используемые
для получения металлического свинца: PbS – свинцовый блеск, PbSO4 – англезит, PbCO3 – церуссит. Свинец извлекают в основном из свинцового блеска
(меньшее значение имеют англезит и церуссит) пирометаллургическими методами. Например:
2PbS + 3O2 → 2PbO + 2SO2 (основная реакция)
PbS + 2O2 → PbSO4 (побочная реакция)
PbO + C → Pb + CO
PbSO4 + 2SiO2 → 2PbSiO3 + 2SO2 + O2
PbSiO3 + CaO + CO → Pb + CaSiO3 + CO2
В лаборатории металлический свинец можно получить восстановлением оксидов свинца, используя в качестве восстановителей водород, углерод, CO, натрий, бор и другие металлы, потенциал которых отрицательнее
нормального потенциала Pb. Восстановление ведут при повышенных температурах или в мягких условиях в зависимости от природы восстановителя.
Например:
o
− 350 С
PbO + H2 ⎯250
⎯⎯
⎯⎯
⎯→ Pb + H2O
o
− 500 С
PbO + C ⎯400
⎯⎯
⎯⎯
⎯→ Pb + CO
2PbO + 2Na = 2Pb + Na2O2
3PbO + 2B = 3Pb + B2O3
Химия. Лаб. практикум
-184-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Очищают черновой свинец преимущественно электролитическим рафинированием. Свинец в свежем срезе имеет голубовато-серый цвет с блеском, на воздухе быстро покрывается окисной пленкой. Металл имеет плотность 11,34 г/см3 при 20 оС, мягкий (плотность всего 1,5 по шкале Мооса).
Свинец диамагнитен, его температура плавления 327,4 оС, металл с невысокой электро- и теплопроводностью. Свинец хорошо поглощает проникающее
α-, β-, γ-излучения и рентгеновские лучи. Известны многочисленные сплавы
свинца преимущественно с s- и p-металлами. Сплавы свинца с Au, Hg, Sn и
другими металлами легко получить путем диффузии металлического свинца
в эти металлы.
По значению электродного потенциала свинец следует отнести к малоактивным металлам, однако во влажном воздухе, содержащем СО2, на поверхности
металла образуется слой основного карбоната свинца 2PbCO3 ·Pb(OH)2. Горячие
пары воды реагируют со свинцом:
Pb + H2O PbO + H2
Разбавленная соляная и 80 %-я серная кислоты взаимодействуют со
свинцом только с поверхности, которая покрывается защитными пленками из
PbCl2 и PbSO4 соответственно. Горячие концентрированные соляная и серная
кислоты разрушают эти пленки, а следовательно, растворяют свинец:
PbCl2 + 2HCl = H2[PbCl]4
PbSO4 + H2SO4 = Pb(HSO4)2
В разбавленной азотной кислоте свинец легко растворяетcя:
3Pb + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4 H2O
Концентрированная азотная кислота на поверхности металлического
свинца образует защитную пленку из Pb(NO3)2, мало растворимую в концентрированной азотной кислоте.
Разбавленная уксусная и другие органические кислоты в присутствии
кислорода взаимодействуют с металлическим свинцом при нагревании, образуя соли двухвалентного свинца:
Pb + 2CH3COOH + 1/2O2 = Pb(CH3COO)2 + H2O
Концентрированные растворы щелочей при нагревании растворяют
металлический свинец; образование гидроксоплюмбатов сопровождается выделением водорода:
Pb + 2KOH + 2H2O = K2[Pb(OH)4] + H2
При сплавлении металлического свинца с нитратом калия образуются
нитрит калия и оксид свинца (II):
Химия. Лаб. практикум
-185-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Pb + КNO3 = KNO2 + PbO
Металлический свинец используют в радиохимии и ретгеновской технике для поглощения излучения, а также для изготовления контейнеров, в
которых перевозят и хранят радиоактивные вещества. Из свинца делают оболочки телефонных и электрических кабелей, аккумуляторные пластины. Из
свинца получают оксиды, входящие в состав стекол, эмалей, пигментов для
масляных красок. Известны различные сплавы на основе свинца, такие как
подшипниковые, типографские, припои.
Оксид свинца в воде растворяется трудно. Активно взаимодействует с
кислотами и щелочами (основные свойства преобладают):
PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O
PbO + KOH + H2O = K[Pb(OH)3]
Гидроокись двухвалентного свинца Pb(OH)2 получают действием
сильных оснований на соли свинца (II):
Pb(NO3)2 + 2NH4OH = Pb(OH)2 + NH4NO3
Pb(CH3COO)2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2CH3COONa
Основные свойства Pb(OH)2 выражены слабо. Гидроокись свинца (II)
растворяется в концентрированных щелочах (pH~13) с образованием гидроксоплюмбитов. Константы кислотной и щелочной диссоциации имеют значения: Ккисл = 1·10−12 и Косн = 2.·10−8.
Pb(OH)2 + 2KOH = K2[Pb(OH)4]
Двуокись свинца PbO2 в природе встречается редко. Её получают
окислением соединений двухвалентного свинца в щелочной среде хлором,
бромом, хлорной известью и другими окислителями, а также гидролизом солей четырёхвалентного свинца. Например:
PbSO4 + Cl2 + 4NaOH = PbO2 + 2NaCl + Na2SO4 + 2 H2O
Pb(SO4)2 + 2H2O ' PbO2 + 2H2SO4
Двуокись свинца проявляет амфотерный характер, взаимодействуя
как с кислотами, так и с основаниями:
PbO2 + 2NaOH + 2 H2O = Na2[Pb(OH)6]
PbO2 + 4HCl = PbCl4 + 2 H2O
PbCl4 → PbCl2 + Cl2
Химия. Лаб. практикум
-186-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Краткие теоретические сведения
Преобладание кислотных свойств приводит к тому, что результатом
сплавления PbO2 с основными окислами, такими как CaO или BaO, является
образование ортоплюмбатов:
PbO2 + 2CaO = Ca2PbO4
В интервале температур 300−550 oC PbO2 разлагается через стадии образования смешанных оксидов Pb2O3 и Pb3O4 до оксида свинца (II).
Экспериментальная часть
Опыт 1
Восстановление катиона Pb2+ из раствора
В пробирку поместите кусочек цинка и прибавьте 5-6 капель приготовленного раствора нитрата или ацетата свинца. Наблюдается выделение
металлического свинца в виде блестящих кристаллов.
Результат опыта запишите в виде уравнения реакции в ионной форме.
Какими металлами можно заменить в этом опыте цинк?
Опыт 2
Взаимодействие свинца с кислотами
А. Действие на свинец разбавленных кислот. В три пробирки поместите по маленькому кусочку свинца и прилейте по 6−8 капель 2 н. растворов
кислот: в одну хлороводородную, в другую серную, в оставшуюся азотную.
Нагрейте пробирки на слабом пламени спиртовки. Во всех ли пробирках протекает реакция? При охлаждении растворов во все пробирки прилейте по 2-3 капли раствора иодида калия. С какой кислотой в пробирке выпал осадок иодида
свинца? На основании наблюдений сделайте вывод о растворимости свинца в
кислотах, используемых в опыте. Напишите уравнение реакций.
Б. Действие на свинец концентрированных кислот. Осторожно вылейте растворы кислот из пробирок предыдущего опыта, оставшиеся кусочки
свинца промойте водой и подействуйте на свинец концентрированными кислотами: хлороводородной (плотность 1,19 г/см3), серной (плотность 1,84 г/см3),
азотной (плотность 1,40 г/см3), добавляя их раздельно в каждую пробирку по
3−5 капель. Отметьте протекание реакций на холоде, а затем при осторожном
нагревании на водяной бане. Запишите наблюдения в журнал.
При охлаждении растворов прилейте в пробирки по 3-4 капли воды и
по 2-3 капли иодида калия. По результатам наблюдений сделайте вывод о
том, в какой из кислот свинец наиболее растворим. Напишите уравнения реакций, учитывая, что при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется NO2, а с концентрированной серной кислотой − SO2. Во
Химия. Лаб. практикум
-187-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
всех случаях свинец окисляется до Pb (II), давая с концентрированной серной
кислотой гидросульфат свинца.
Опыт 3
Гидроксид свинца (II) и его свойства
В две пробирки поместите по 2-3 капли раствор соли свинца (II) и добавьте в каждую пробирку по нескольку капель 2 н. раствора гидроксида натрия до выпадения осадка. Для исследования свойств полученного гидроксида свинца добавьте в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора азотной
кислоты, в другую – 2 н. раствора гидроксида натрия. Размешайте растворы
стеклянной палочкой до полного растворения осадков в обеих пробирках.
На основании результатов опытов сделайте вывод о свойствах гидроксида свинца. Напишите уравнения реакций получения гидроксида свинца, его
диссоциации и растворения в кислоте и щелочи, учитывая образование в щелочной среде комплексного соединения гексагидроксоблюмбата (II) натрия.
Опыт 4
Окисление нитрата свинца (II) пероксидом водорода
К 2-3 каплям раствора (2 н.) нитрата свинца добавьте такое же количество 40 %-го раствора NaOH и 4−6 капель 10 %-го пероксида водорода.
Полученный раствор гексагидроксоплюмбата (IV) натрия размешайте стеклянной палочкой и нагрейте на слабом пламени спиртовки. При этом наблюдается образование коричневого осадка диоксида свинца. После осаждения
осадка жидкость из пробирки удалите пипеткой, промойте осадок 2-3 каплями воды, перемешивая стеклянной палочкой. Удалите воду фильтровальной
бумагой, осадок сохраните.
Напишите уравнения реакций: взаимодействия нитрата свинца с избытком едкого натра и окисления полученного Na4[Pb(OH)6] пероксидом водорода.
Опыт 5
Амфотерные свойства диоксида свинца
А. Взаимодействие диоксида свинца с хлороводородной кислотой.
Поместите в пробирку 2 микрошпателя диоксида свинца и добавьте к нему
несколько капель концентрированной хлороводородной кислоты. При нагревании пробирки на слабом пламени спиртовки (в вытяжном шкафу) появляется желтая окраска, характерная для тетрахлорида свинца, и выделяется газообразный хлор, регистрируемый посинением йодкрахмальной бумажки у
отверстия пробирки.
Химия. Лаб. практикум
-188-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Экспериментальная часть
Напишите уравнение реакций: взаимодействие диоксида свинца с
хлороводородной кислотой и разложение тетрахлорида свинца (последнее
указывает на его термическую лабильность).
Б. Взаимодействие диоксида свинца со щелочью. В тигелек поместите
0,2−0,3 г диоксида свинца и 10−12 капель 40 %-го раствора гидроксида натрия. Тигелек на сетке нагревайте слабым пламенем спиртовки, помешивая
стеклянной палочкой, в течение 2-3 мин. После охлаждения и осаждения
осадка 5-6 капель раствора перенесите в чистую пробирку. Добавьте к раствору несколько капель концентрированной хлороводородной кислоты. Появление желтой окраски указывает на образование тетрахлорида свинца.
Напишите уравнения реакций взаимодействия диоксида свинца с NaOH
в присутствии воды, протекающего с образованием Na2[Pb(OH)6], взаимодействия гексагидроксоблюмбата (IV) натрия с HCl и разложения тетрахлорида
свинца.
Опыт 6
Окисление иодида калия
В пробирку поместите на кончике шпателя диоксид свинца, добавьте
3−5 капель 2 н. раствора серной кислоты и 5−6 капель иодида калия. Нагрейте пробирку на водяной бане или на слабом огне спиртовки. Отметьте изменение цвета раствора. Перенесите стеклянной палочкой каплю этого раствора
в пробирку с 6−8 каплями раствора крахмала. Появление синей окраски
крахмального раствора указывает на наличие свободного йода.
Напишите уравнение реакции диоксида свинца с иодидом калия в кислой среде.
Опыт 7
Окисление сульфата марганца (II)
В пробирку поместите на кончике микрошпателя диоксид свинца, добавить 6−8 капель 2 н. раствора азотной кислоты и одну каплю 1 н. раствора
сульфата марганца. Содержимое пробирки осторожно прокипятите, охладите
и дайте раствору отстояться. Отметите окраску раствора.
Напишите уравнение реакции, учитывая, что образовалась марганцовая кислота и соль свинца (II).
Контрольные вопросы и задачи
1. Объясните причину различного отношения свинца к хлороводородной, серной и азотной кислотам.
2. Какое соединение получается при взаимодействии свинца с азотной
кислотой?
Химия. Лаб. практикум
-189-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21. СВИНЕЦ И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Контрольные вопросы и задачи
3. Влияет ли на характер реакции свинца с хлороводородной кислотой
её концентрация.
4. Почему в опыте 3 используется азотная кислота, а не хлороводородная или серная?
5. Можно ли Pb2+ окислить дихроматом калия? При ответе использовать данные редокс-потенциалов.
6. Какая степень окисления более характерна для свинца: +2 или +4?
Ответ мотивируйте.
7. Какой из оксидов и почему проявляет более кислые свойства PbO
или PbO2?
8. Составьте ионное уравнение реакции: PbO2 + HBr →
9. На каких свойствах оксидов свинца основана работа свинцового аккумулятора? Напишите уравнения реакций, протекающих при разрядке и зарядке свинцового аккумулятора.
10. Вычислите произведение растворимости PbCl2, если растворимость его при комнатной температуре составляет 3,9·10−2 моль/л.
Химия. Лаб. практикум
-190-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22.
СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы
Ознакомление с основными соединениями меди; изучение свойств и
способов получения меди и ее соединений.
Краткие теоретические сведения
Медь имеет порядковый номер 29 в периодической системе элементов. Электронная конфигурация валентного уровня 3d104s1 обуславливает переменную валентность I и II. Стандартный электродный потенциал Å0
= 0,34
2+
Cu / Cu
В определяет ее окислительно-восстановительные свойства.
В природе медь находится в самородном состоянии, но основное содержание меди сосредоточено в виде минералов (халькозина, Сu2S, ковелина,
CuS, куприта, Cu2O, и других) в составе полиметаллических руд. Количество
меди в земной коре оценивают в пределах 0,01 вес.%.
Промышленная переработка руд с целью извлечения металлической
меди включает несколько процессов – это измельчение руды, обогащение
(гравитационные и флотационные методы), переработка концентрата. Концентраты перерабатывают пиро- или гидрометаллургическими методами в
зависимости от характера руды и содержания в ней меди, например:
Cu2S + O2 = 2Cu + SO2
CuS + 2O2 = CuSO4
CuSO4 + SO2 + 2H2O = Cu + 2H2SO4
Для получения чистого металла сырую медь очищают методом аффинажа (процесс получения чистого металла из сырого путем удаления примесей). В последней стадии при рафинировании меди используют либо пирометаллургический процесс
2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2
либо электролитическое рафинирование меди
CuSO4 ' Cu2+ + SO 24−
H2O ' H+ + OH–
катод (–) Сu2+ + 2ē → Cu↓
анод (+) 4OH– – 4ē → O2↑ + 2H2O
Химия. Лаб. практикум
-191-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
В лаборатории медь получают аналогично промышленному процессу
электролитического рафинирования, приведенному выше, или восстановлением меди из раствора медного купороса порошком железа:
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Чистая медь – металл красноватого цвета. Она обладает хорошими тепло- и электропроводящими свойствами.
В химическом отношении медь – малоактивный металл. Однако с галогенами она реагирует уже при комнатной температуре, например:
Cu + Br2 = CuBr2
С кислородом медь взаимодействует в присутствии воды:
2Cu + O2 + 2H2O = 2Cu(OH)2
Концентрированная соляная кислота и разбавленная серная кислота
на медь не действуют. Эти кислоты не взаимодействуют с металлами, которые стоят в ряду напряжений после водорода, поскольку их окислительные
свойства соответствуют потенциалу Ен/н+.
Концентрированная H2SO4 при нагревании взаимодействует с медью
вследствие окисляющих свойств атома серы (степень окисления +6) в кислоте:
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
В азотной кислоте (энергичный окислитель) медь легко окисляется с
получением солей меди и азотсодержащих газообразных продуктов. Чем ниже концентрация кислоты, тем выше степень восстановления азота в газообразных продуктах:
2Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 4HNO3(конц) = Сu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Медь растворяется в водном растворе аммиака только в присутствии
кислорода. Этот сложный процесс приводит к комплексному соединению:
Cu + 4NH4OH + 1/2O2 = [Cu(NH3)4](OH)2 + 3H2O
Гидроксид тетраамминмеди (II)
Оксид меди (I) в лаборатории получают обработкой растворов солей
меди (II) растворами щелочей в присутствии глюкозы. В ходе этой реакции
глюкоза выступает в роли восстановителя – альдегидная группа глюкозы
окисляется до карбоксильной группы глюконовой кислоты:
Химия. Лаб. практикум
-192-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
2Cu(OH)2 + C6H12O6 = Cu2O + C6H12O7 + 2H2O
Глюкоза
Глюконовая кислота
Закись меди в присутствии кислорода при 1025 °С превращается в
окись меди:
2Сu2O + O2 → 4CuO
Гидроксид меди (I) получают обработкой солей меди (I) щелочью при
комнатной температуре:
CuCl + KOH = CuOH + KCl
При кипячении CuOH теряет воду и переходит в красный оксид меди (I):
2СuOH → Cu2O + H2O
Оксид меди (II) CuO получают нагреванием металлической меди выше 80 °С или нагреванием (50 °С) водной суспензии Cu(OH)2, а также прокаливанием нитрата меди (II):
Cu + 1/2O2 = CuO
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Cu(NO3)2 = CuO + 2NO2 + 1/2O2
В отличие от металлической меди, оксид меди (II) взаимодействует с
HCl и разбавленной H2SO4 с образованием соответствующих солей меди (II):
СuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
Гидроксид меди (II) образуется в виде аморфного осадка синего цвета
при обработке растворов солей меди (II) растворами щелочей при обычной
температуре:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
При нагревании гидроксид меди (II) отщепляют молекулу воды, превращаясь в оксид меди (II):
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Трудно растворимое в воде соединение Cu(OH)2 растворяется в кислотах с образованием простых солей, а в растворах щелочей – комплексных
соединений:
Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4]
Тетрагидроксокупрат(II) натрия
Химия. Лаб. практикум
-193-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Краткие теоретические сведения
Действие на раствор медного купороса щелочью приводит к гидроксиду меди. Добавление к гидроксиду меди (II) глицерина образует комплексное соединение глицерат меди ярко-синего цвета:
CH2
2CH
CH2
CH2
OH
|
OH + Cu ( OH )2 → CH
OH
|
CH2
OH
O
Cu
|
HO
O
|
HO
OH
H2 C
|
HC + 2H2O
|
H2 C
В промышленности на основе меди получают многочисленные сплавы, в частности различные латуни и бронзы. В химической промышленности
медь служит катализатором процесса разложения метана и других предельных углеводородов. Соединения меди входят в состав зеленого пигмента в
производстве керамики и стекла. В сельском хозяйстве некоторые соединения меди применяются как фунгициды (против почвенных бактерий).
Вопросы для подготовки к лабораторной работе
1. Укажите положение меди в периодической системе элементов и напишите ее электронную формулу. Почему медь может проявлять различные
степени окисления?
2. Охарактеризуйте свойства меди, указав отношение металлической
меди к воздуху, воде и кислотам.
3. Приведите примеры оксидов и гидроксидов меди, укажите их
свойства.
4. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, установите, можно ли Fe2+-ионами восстановить Cu2+-ион до свободного металла.
5. Как определить наличие ионов Cu2+ в растворе? Приведите примеры реакций.
Экспериментальная часть
Опыт 1
Получение меди электролизом сульфата меди (II)
Налейте в электролизер 0,2 н. раствор CuSO4. Опустите графитовые
электроды и присоедините к источнику постоянного тока. Через 2-3 мин наблюдайте на одном из электродов появление красного налета меди, а на другом – выделение кислорода.
Опыт 2
Взаимодействие меди с кислотами
Опыт выполняется в вытяжном шкафу!
Химия. Лаб. практикум
-194-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Экспериментальная часть
В три пробирки внесите по 10 капель разбавленных растворов кислот:
в первую – серной, во вторую – соляной, в третью – азотной. В каждую пробирку бросьте немного тонких медных стружек. Наблюдайте в третьей пробирке выделение газа NO.
В три пробирки внесите по 5–7 капель концентрированных растворов
кислот (в первую – серной, во второй – соляной, в третью – азотной) и слегка нагрейте на водяной бане. Наблюдайте выделение бесцветного газа SO2 c
резким запахом серы в первой пробирке и красно-бурого газа NO2 – в третьей.
Опыт 3
Получение и распад гидроксида меди (I)
К 1-2 мл 0,2 н. раствора CuSO4 прилейте 4-5 мл 2 н. раствора щелочи
и глюкозы. Смесь хорошо перемешайте и затем нагрейте. Объясните образование желто-оранжевого осадка и его последующее превращение при более
сильном нагревании в красный осадок. Составьте уравнения реакций, имея в
виду, что глюкоза превращается в глюконовую кислоту:
O
O
//
//
CH2OH – (CHOH)4 – C → CH2OH – (CHOH)4 – C
\
\
H
OH
Опыт 4
Получение оксида меди (II) и исследование его свойств
К 2-3 мл горячего 5 %-го раствора гидроксида натрия прилейте горячий 0,2 н. раствор CuSO4 до полноты осаждения оксида меди (II). Отметьте
цвет выпавшего осадка гидроксида меди (II). Нагрейте содержимое пробирки
до изменения цвета осадка при превращении гидроксида меди (II) в оксид.
Полученный оксид меди (II) разлейте на две пробирки. В одну пробирку прибавьте 5-6 капель 2 н. серной кислоты, в другую – столько же соляной. Наблюдайте в обоих случаях появление окраски раствора.
Опыт 5
Получение гидроксида меди (II) и исследование его свойств
В пробирку внесите 5–7 капель 0,2 н. раствора CuSO4 и добавьте такой же объем раствора натриевой щелочи.
Полученный гидроксид меди (II) разделите на две части. К одной части добавьте разбавленный раствор кислоты, к другой – концентрированный
раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? К каким гидроксидам по своим свойствам относится гидроксид меди (II)?
Химия. Лаб. практикум
-195-
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22. СВОЙСТВА МЕДИ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
Экспериментальная часть
Опыт 6
Получение глицерата меди
В пробирку налейте 2 мл 2 н. раствора гидроксида натрия и добавьте
немного 0,2 н. раствора CuSO4 до выпадения осадка. К осадку прилейте глицерин и взболтайте. Наблюдайте растворение осадка и появление ярко-синей
окраски раствора. Напишите уравнение реакций.
Контрольные вопросы и задачи
1. Пользуясь рядом напряжений металлов, укажите, может ли медь
при обычных условиях вытеснять водород из разбавленных кислот. В какой
разбавленной кислоте металлическая медь растворяется? Напишите уравнение реакции и укажите, какое свойство кислоты при этом проявляется?
2. Какую степень окисления проявляют атомы меди в соединениях?
Дайте объяснение. Приведите примеры.
3. Что произойдет при действии на медь серной кислоты: а) разбавленной; б) концентрированной при кипячении?
4. Напишите уравнение реакции образования карбоната гидроксомеди
(CuOH)2CO3, зеленый налет которого образуется на поверхности изделий из
меди под действием паров воды, кислорода и диоксида углерода, находящихся в воздухе.
5. В каких реакциях проявляется непрочность гидроксидов меди и чем
она объясняется?
6. Гидроксид меди (II) растворим в разбавленных кислотах и в растворе аммиака. Напишите в молекулярном и ионном виде соответствующие
уравнения.
7. Основный характер какого гидроксида более выражен: CuOH или
Cu(OH)2? Ответ мотивируйте.
8. Сколько литров 92 %-го раствора H2SO4 потребуется для получения
20 кг медного купороса при действии серной кислоты на медь?
9. Вычислите, сколько миллилитров 2 н. раствора HNO3 потребуется
для растворения 20 г Cu(OH)2?
Химия. Лаб. практикум
-196-
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка, Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. – 29-е изд., исправленное. – М. : Интеграл-Пресс,
2001. – 728 с.
2. Теоретические основы общей химии / А. И. Горбунов, А. А. Гуров,
Г. Г. Филиппов, В. Н. Шаповал. – М. : Изд-во МГУ, 2003. – 720 с.
3. Суворов, А. В. Общая химия / А. В. Суворов, А. Б. Никольский. –
СПб. : Химиздат, 2000. – 624 с.
4. Коровин. Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк.,
2001. – 743 с.
5. Гельфман, М. И. Химия / М. И. Гельфман, В. П. Юстратов. – СПб. :
Лань, 2000. – 480 с.
6. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. –
М. : Высш. шк., 2002. – 743 с.
7. Дибров, И. А. Неорганическая химия / И. А. Дибров. – СПб. : Лань,
2001. – 432 с.
8. Егоров, В. В. Теоретические основы неорганической химии / В. В.
Егоров. – СПб. : Лань, 2005. – 192 с.
9. Зайцев, О. С. Химия. Современный краткий курс / О. С. Зайцев. –
М. : НЦ Энас, 2001. – 415 с.
10. Хаусткрофт, К. Современный курс общей химии : в 2 т. / К. Хаусткрофт, Э. Констебл. – М. : Мир, 2002. – 813 с.
11. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие / Б. И. Адамсон, О. Н. Гончарук, В. Н. Камышова [и др.]; под ред. Н. В. Коровина. – М. :
Высш. шк., 2003. – 255 с.
12. Гольбрайх, З. Е. Сборник задач и упражнений по химии : учеб. пособие для студентов / З. Е. Гольбрайх, Е. И. Маслов. – М. : ООО Астрель,
2004. – 383 с.
Химия. Лаб. практикум
-197-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Орбитальный атомный радиус,
первый потенциал ионизации, сродство к электрону,
относительная электроотрицательность элементов
Элемент
Rорб, нм
J, кДж/моль
ω, кДж/моль
Е, отн. ед.
Н
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
0,053
0,029
0,159
0,104
0,078
0,062
0,052
0,045
0,040
0,035
0,171
0,128
0,131
0,107
0,092
0,081
0,073
0,066
0,216
0,169
0,157
0,148
0,140
0,145
0,128
0,123
0,118
0,114
0,119
1 310
2 370
520
900
800
1 090
1 400
1 310
1 680
2 080
496
738
578
768
1 010
1 000
1 250
1 520
419
590
630
658
650
653
717
762
759
737
745
73
–21
57
–18
29
123
–20
142
333
123
33
–21
48
178
71
200
350
–36
48
–186
–70
38
63
95
–94
56
91
–
118
2,1
0
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
0
0,9
1,2
1,5
1,8
2,1
2,5
3,0
0
0,8
1,0
1,3
1,5
1,6
1,6
1,5
1,8
1,8
1,8
1,9
Химия. Лаб. практикум
-198-
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Таблица 2
ПРИЛОЖЕНИЕ
Химия. Лаб. практикум
-199-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 3
Стандартные энтальпии, энтропии и энергии Гиббса
образования некоторых веществ
Вещество
Al
Al2O3
С
CO
CO2
CaCO3
CaCl2
CaF2
Ca3N2
CaO
Сa(OH)2
Cl2
Cl2O
ClO2
HCl
Cr2O3
Cu
Cu2+
CuSO4
CuSO4·5H2O
CuO
Cr2O3
Fe
Fe2+
FeO
Fe2O3
Fe3O4
FeSO4
H2
H+
OH–
HBr
HCN
HF
HI
H2O
H2O
H2S
Состояние
к
к
Графит
г
г
к
к
к
к
к
к
г
г
г
р
к
к
р
к
к
к
к
к
р
к
к
к
к
г
р
р
г
г
г
г
ж
г
г
Химия. Лаб. практикум
ΔН°,
кДж/моль
0
−1676
0
–110,5
−385,2
−1207,0
–785,8
–2114,6
–431,8
−635,5
–986,6
0
76,6
105,0
−91,8
−1440,6
0
+64,3
−770,9
−2 275,4
–162,0
−1140
0
−76,15
–264,8
−822,2
–1117,1
−970,2
0
0
−229,8
–36,3
135,0
–270,7
26,6
−285,8
−241,8
−21,0
S°,
Дж/(моль⋅K)
29,42
50,92
5,7
197,5
214,62
88,7
113,8
68,9
105
39,7
76,1
222,9
266,2
257,0
186,8
81,2
33,15
−996,5
109,0
300
42,6
81,2
27,13
−50,2
60,8
87,4
146,2
110,2
130,52
–
−2,52
198,6
113,1
18,7
206,5
70,8
188,72
205,7
ΔG°,
кДж/моль
0
−1582
0
–137,1
−394,38
−1127,7
–750,2
–1161,9
–368,6
−604,2
–896,8
0
94,2
122,3
−94,8
−1050,0
0
+64,9
−661,8
−1879,9
–129,9
−1059,0
0
−75,05
–244,3
−740,28
–1014,2
− 65,2
0
0
−37,6
–53,3
125,5
–272,8
1,8
−237,24
−228,6
−33,8
-200-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Продолжение табл. 3
Вещество
KClO3
MgCl2
Mg3N2
MgO
N2
NO2
N2O4
NO
N2O
N2O3
N2O5
NH3
NH4NO3
NH4Cl
NaOH
NaCl
NiO2
O2
F2
OF2
P2O3
P2O5
PbO
PbO2
S
SO2
SO3
H2SO4
SiO2
SnO
SnO2
Cr2O3
C2H6
C2H5OH
Состояние
к
к
к
к
г
г
г
г
г
г
к
г
к
к
к
к
к
г
г
г
к
к
к
к
Ромб.
г
г
р
к
к
к
к
г
ж
Химия. Лаб. практикум
ΔН°,
кДж/моль
–391,2
–641,1
–461,1
–601,8
0
+33,92
+9,46
90,3
82,0
83,3
–42,7
–46,2
–365,4
–315,39
–426,6
–410,9
–239,7
0
0
5,1
–820,0
–1492,0
–219,3
–276,6
0
–296,9
–395,8
−81,42
–859,3
–286,0
–580,8
−1 140
− 85,94
− 277,6
S°,
Дж/(моль⋅K)
143,0
89,9
87,9
26,9
199,9
240,22
305,5
210,6
219,9
307,0
1,8
192,6
151
94,56
64,18
72,36
38,0
204,82
202,7
247,0
173,5
114,5
66,1
74,9
31,88
248,1
256,7
156,9
42,9
56,5
52,3
81,2
229,5
160,7
ΔG°,
кДж/моль
–289,9
–591,6
–400,9
–569,6
0
+51,5
+97,39
86,6
104,1
140,5
114,1
–16,7
–183,8
–343,64
–377,0
–384,0
–211,6
0
0
42,5
–
–1 348,8
–189,1
–218,3
0
–300,2
–371,2
−690,3
–803,75
–256,9
–519,3
−1 059,0
− 32,9
− 174,8
-201-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 4
Растворимость кислот, солей и оснований в воде
Катионы
Анионы
Cl– Br– J– NO3– CH3COO– S2– SO32– SO42– CO32– SiO32– PO43– OH–
Li+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
Na+,
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
K+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
NH4+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
–
Р
Р
Cu2+
Р
Р
–
Р
Р
Н
Н
Р
–
–
Н
Н
Ag+
Н
Н
Н
Р
Р
Н
Н
М
Н
–
Н
–
Mg2+
Р
Р
Р
Р
Р
–
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Са2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
М
Н
Н
Н
М
Sr+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
М
Ba2+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Zn2+
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Hg2+
Р
М
Н
Р
Р
Н
–
Р
–
–
Н
–
Al3+
Р
Р
Р
Р
Р
–
–
Р
–
Н
Н
Н
Sn2+
Р
Р
Р
–
–
Н
–
Р
–
–
Н
Н
Pb2+
М
М
Н
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Bi3+
–
–
–
Р
–
Н
Н
–
Н
–
Н
Н
Cr3+
Р
Р
Р
Р
–
–
–
Р
–
–
Н
Н
Mn2+
Р
Р
Н
–
Р
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Fe3+
Р
Р
–
Р
–
Н
–
Р
–
Н
Н
Н
Fe2+
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Примечание. Р – растворимое вещество; М – малорастворимое вещество; Н – практически нерастворимое вещество; прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой.
Химия. Лаб. практикум
-202-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 5
Константы нестойкости
некоторых комплексных ионов
Комплексообразователь
Уравнение диссоциации комплексных ионов
Кн
[Ag(NH3)2]+ ' Ag+ + 2NH3
6,8 · 10–8
[Ag(CN)2]– ' Ag+ + 2CN–
1,0 · 10–21
[Ag(S2O3)2]3–' Ag+ + 2S2O 32−
1,0 · 10–13
[Cd(NH3)4]2+ ' Cd2+ + 4NH3
1,0 · 10–7
[Cd(CN)4]2– ' Cd2+ + 4CN–
1,4 · 10–17
[Co(NH3)6]2+ ' Co2+ + 6NH3
1,3 · 10–5
[Co(SCN)4]2– ' Co2+ + 4SCN–
1,0 · 10–3
[Cu(NH3)4]2+ ' Cu2+ + 4NH3
2,0 · 10–13
[Cu(CN)4]2– ' Cu2+ + 4CN–
5,0 · 10–28
Fe3+
[Fe(CN)6]3– ' Fe3+ + 6CN–
1,0 · 10–44
Fe2+
[Fe(CN)6]4– ' Fe2+ + 6CN–
1,0 · 10–37
[Hg(NH3)4]2+ ' Hg2+ + 4NH3
5,3 · 10–20
[Hg(Cl)4]2– ' Hg2+ + 4Cl–
8,5 · 10–16
[Hg(CN)4]2– ' Hg2+ + 4CN–
4,0 · 10–42
[Ni(NH3)4]2+ ' Ni2+ + 4NH3
1,1 · 10–8
[Ni(CN)4]2– ' Ni2+ + 4CN–
1,8 · 10–14
[Zn(NH3)4]2+ ' Zn2+ + 4NH3
3,5 · 10–10
[Zn(OH)4]2– ' Zn2+ + 4OH–
3,6 · 10–16
[Zn(CN)4]2– ' Zn2+ + 4CN–
1,3 · 10–17
Ag+
Cd2+
Co2+
2+
Cu
Hg2+
Ni2+
Zn2+
Химия. Лаб. практикум
-203-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 6
Произведение растворимости
труднорастворимых в воде соединений (при 298 К)
Соединение
ПР
Соединение
ПР
AgCl
1,6 · 10–10
SrSO4
3,2 · 10–7
AgBr
4,4 · 10–13
PbCl2
2,1 · 10–5
AgI
9,7 · 10–17
PbI2
9,8 · 10–9
Ag2SO4
7,7 · 10–5
PbSO4
1,6 · 10–8
Ag2S
1,6 · 10–49
PbS
3,6 · 10–29
BaCO3
8,1 · 10–9
ZnS
7,4 · 10–27
BaSO4
1,1 · 10–10
HgS
∼ 10–58
MgCO3
1,0 · 10–5
AgOH
1,9 · 10–28
CaCO3
4,8 · 10–9
Al(OH)3
5,1 · 10–33
CaSO4
6,1 · 10–5
Cr(OH)3
6,7 · 10–31
CaF2
4,0 · 10–11
Fe(OH)3
3,8 · 10–38
CdS
1,2 · 10–28
Mg(OH)2
5,5 · 10–12
CuS
4,0 · 10–38
Ni(OH)2
1,6 · 10–14
Cu2S
2,0 · 10–48
Cu(OH)2
5,0 · 10–19
FeS
3,7 · 10–19
Pb(OH)2
1,0 · 10–15
MnS
2,0 · 10–15
Zn(OH)2
1,3 · 10–17
Химия. Лаб. практикум
-204-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 7
Способы выражения концентраций растворов
Концентрация
Молярная
Обозначение
СМ
Количество, масса
или объем вещества
растворимого
раствора
растворителя
Способ выражения концентрации или размерность
х, моль
м3 , л
До 1 м3, 1 л
моль/м3, моль/л
м3 , л
До 1 м3, 1 л
моль⋅экв/м3,
моль⋅экв/л
Молярная
концентрация
эквивалентов
(нормальная)
Сэкв (В) х, моль⋅экв
Моляльность
См (В)
х, моль
–
1 кг
моль/кг
Массовая
ρВ
х, кг
м 3, л
До 1 м3; до 1 л
кг/м3, кг/л
Титр
ТВ
х, г
мл, см3
До 1 мл
г/мл, г/см3
Молярная доля
хВ
х, моль
(х + у), моль
у, моль
х/(х + у)
Массовая доля
ω
х, кг
(х + у), кг
у, кг
х/(х + у)
Объемная доля
ϕ
х, м3
(х + у), м3
у, м3
у/(х + у)
Химия. Лаб. практикум
-205-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 8
Константы диссоциации
некоторых слабых электролитов
Электролит
Азотистая кислота HNO2
Электролит
Кд
4·10–4
Кд
Сероводород H2S:
Бромноватистая кислота HOBr
2,1·10–9
K1
6·10–8
Гидроксид аммония NH4OH
1,8·10–5
K2
1·10–14
Кремниевая кислота H2SiO3:
Угольная кислота H2CO3:
K1
2,2·10–10
K1
4,5·10–7
K2
1,6·10–12
K2
4,7·10–11
Муравьиная кислота НСООН
1,8·10–4
Ортофосфорная кислота Н3РО4:
Уксусная кислота СН3СООН
1,8·10–5
Хлорноватистая кислота HOCl
5,0·10–8
К1
7,5·10–3
Фтороводород HF
6,6·10–4
К2
6,3·10–8
Циановодород HCN
7,9·10–9
К3
1,3·10–12 Щавелевая кислота Н2С2О4:
Пероксид водорода Н2О2
2,6·10–12
K1
5,4·10–2
Серная кислота H2SO4, K2
1,2·10–2
K2
5,4·10–5
Вода Н2О
1,8·10–16 Алюминия гидроксид, К3
1,4·10–9
Железа (II) гидроксид Fe(OH)2, К2
1,3·10–4
Меди (II) гидроксид Cu(OH)2, К2
3,4·10–7
Никеля гидроксид Ni(OH)2, K2
2,5·10–5
Железа (III) гидроксид Fe(OH)3:
K2
1,8·10–11 Серебра гидроксид AgOH
1,1·10–4
K3
1,4·10–12 Хрома (III) гидроксид Cr(OH)3, K3
1,0·10–10
Цинка гидроксид Zn(OH)2:
Свинца гидроксид Pb(OH)2:
K1
4,4·10–5
K1
9,6·10–4
K2
1,5·10–9
K2
3,0·10–8
Кадмия гидроксид, Cd(OH)2, K2
Сернистая кислота H2SO3, K1
Химия. Лаб. практикум
5,0·10–3
–2
1,6·10
Марганца (II) гидроксид
Mn(OH)2, K2
5,0·10–4
-206-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 9
Стандартные потенциалы металлических
и газовых электродов
Электрод
Электродная реакция
Е0, В
Li+/Li
Li+ + e ' Li
–3,045
Rb+/Rb
Rb+ + e ' Rb
–2,925
K+ + e ' K
–2,925
Cs+/Cs
Cs+ + e ' Cs
–2,923
Ra2+/Ra
Ra2+ + 2 e ' Ra
–2,916
Ba2+/Ba
Ba2+ + 2 e ' Ba
–2,906
Ca2+/Ca
Ca2+ + 2 e ' Ca
–2,866
Na+/Na
Na+ + e ' Na
–2,714
Mg2+/Mg
Mg2+ + 2 e ' Mg
–2,363
Be2+/Be
Be2+ + 2 e ' Be
–1,847
Al3+/Al
Al3+ + 3 e ' Al
–1,662
Ti2+/Ti
Ti2+ + 2 e ' Ti
–1,628
V2+/V
V2+ + 2 e ' V
–1,186
Mn2+ + 2 e ' Mn
–1,180
Cr2+/Cr
Cr2+ + 2 e ' Cr
–0,913
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2 e ' Zn
–0,763
Cr3+/Cr
Cr3+ + 3 e ' Cr
–0,744
Fe2+/Fe
Fe2+ + 2 e ' Fe
–0,440
Cd2+/Cd
Cd2+ + 2 e ' Cd
–0,403
Co2+/Co
Co2+ + 2 e ' Cо
–0,277
Ni2+/Ni
Ni2+ + 2 e ' Ni
–0,250
K+/K
Mn2+/Mn
Химия. Лаб. практикум
-207-
ПРИЛОЖЕНИЕ
Продолжение табл. 9
Электрод
Электродная реакция
Е0, В
Sn2+/Sn
Sn2+ + 2 e ' Sn
–0,136
Pb2+/Pb
Pb2+ + 2 e ' Pb
–0,126
Fe3+/Fe
Fe3+ + 3 e ' Fe
–0,036
H+ + e ' H
+0,000
Ge2+/Ge
Ge2+ + 2 e ' Ge
+0,010
Cu2+/Cu
Cu2+ + 2 e ' Cu
+0,337
O2/OH–
1
Cu+/Cu
Cu+ + e ' Cu
+0,521
Ag+/Ag
Ag+ + e ' Ag
+0,799
Hg2+/Hg
Hg2+ + 2 e ' Hg
+0,854
Pd2+/Pd
Pd2+ + 2 e ' Pd
+0,987
Pt2+/Pt
Pt2+ + 2 e ' Pt
+1,200
O2/H2O
O2 + 4H+ + 4 e ' 2H2O
+1,229
H+/H
/2O2 + H2O + 2 e ' 2OH–
+0,401
Cl2 + e ' Cl–
+1,359
Au3+/Au
Au3+ + 3 e ' Au
+1,498
Au+/Au
Au+ + e ' Au
+1,691
Cl2/Cl–
1
2
H2/H–
1
F2/F–
1
2
H2 + e ' H–
+2,200
2
F2 + e ' F–
+2,866
Химия. Лаб. практикум
-208-