Реакция иона алюминия

О. В. Ковальчукова, Е.В. Никифоров
Учебное пособие
по общей и органической химии
для студентов 1 курса медицинского факультета
специальности «Стоматология».
Часть 1. Общая химия
Москва
Издательство Российского университета дружбы народов
2005
3
РЕКОМЕНДАЦИИ К ВЫПОЛНЕНИЮ
ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
1. Подготовка к работе
Подготовка к выполнению лабораторной работы
начинается дома:
а)
внимательно
изучите
теоретические
основы
лабораторной работы;
б) ознакомьтесь с предстоящей работой по ее описанию и
составьте план эксперимента;
в) составьте уравнения реакций, которые вы будете
проводить, в случае затруднения обратитесь к учебнику;
г) перепишите в свою рабочую тетрадь - лабораторный
журнал - форму лабораторного отчета, заполнив те его разделы,
которые могут быть заполнены до выполнения эксперимента;
д) письменно ответьте на вопросы и упражнения,
помещенные после описания лабораторной работы.
Вы должны подготовиться так, чтобы выполнять
эксперимент, руководствуясь только своими записями и не
обращаясь в лаборатории к данному пособию.
2.В лаборатории
При условии добросовестного выполнения требований
раздела 1 эксперимент займет у Вас минимум времени.
Эффективность работы еще больше возрастет, если Вы будете
соблюдать следующие простые правила:
а) соблюдайте чистоту и порядок на своем рабочем месте;
б) не загромождайте рабочее место посторонними
предметами; не приходите в лабораторию в верхней одежде;
в) перед началом работы проверьте по списку,
приведенному в описании работы, наличие на вашем рабочем
месте необходимого оборудования и реактивов, убедитесь в
чистоте химической посуды, при необходимости вымойте ее;
г) взяв с полки реактив и отобрав нужное количество,
поставьте склянку на место, никогда не выливайте излишки
реактива обратно в склянку;
4
д) сухие реактивы берите только специальными ложечками
и кладите в чистые, сухие пробирки;
е) не проводите опыты, не указанные в лабораторной
работе - это может привести к несчастному случаю;
ж) внимательно изучите правила техники безопасности при
работе в химической лаборатории и неукоснительно их
соблюдайте.
3. Правила техники безопасности
Во избежание несчастных случаев необходимо:
1) все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими
веществами, а также упаривание кислот и кислых растворов
необходимо проводить в вытяжном шкафу; при разбавлении
кислот лить маленькими порциями кислоту в воду, а не наоборот;
2) опыты с легковоспламеняющимися веществами
проводить вдали от огня;
3) при нагревании растворов в пробирках пользоваться
держателем и всегда держать пробирку так, чтобы ее отверстие
было направлено в сторону от работающих;
4) не наклонять лицо над нагреваемой жидкостью или
сплавляемыми веществами;
5) нюхать любые вещества нужно с осторожностью,
направляя к себе пары или газы легким движением руки;
6) со всеми веществами в лаборатории обращаться как с
ядовитыми: не пробовать на вкус, не трогать руками; после работы
тщательно вымыть руки;
7) при работе с солями некоторых металлов (по указанию
преподавателя) производить слив реактивов в специальную тару
под тягой.
5
Семинар 1
Основные классы неорганических соединений
Типовые задачи
1. Найдите массу 21023 молекул оксида углерода (IV).
2. Сколько молекул водорода содержится в 56 л его при
нормальных условиях?
3. Какой объем занимают при нормальных условиях 18,25 г
хлороводорода?
4. Какой объем водорода (н.у.) выделится при растворении
1,5 кг цинка в соляной кислоте?
5. Какая масса природного известняка, содержащего 90% по
массе карбоната кальция, потребуется для получения 7 т
негашеной извести (оксида кальция)?
6. Какой объем газа (н.у.) выделится при действии на 10,42 г
известняка (содержащего 4% не реагирующих с кислотой
примесей) 36,5 г 24%-ного раствора соляной кислоты?
7. Вычислите массу 55% раствора азотной кислоты,
полученной из 1 т аммиака, если выход NO в контактном
аппарате равен 98%, а выход кислоты– 94%.
8. Осуществите превращения:
NaNaOHNaHCO3Na2CO3Na2SO4NaClNa
Fe  FeCl2  Fe(OH)2  Fe(OH)3  Fe2O3
Al  AlCl3  Na3[Al(OH)6]  Al(NO3)3  Al
S  SO2  Na2SO3  NaHSO3  Na2SO3  Na2SO4
N2  NH3  NO  NO2  HNO3  NH4NO3
СO2  C  CO  CO2  CaCO3  Ca(HCO3)2  CO2
6
Лабораторная работа 1
Определение молярной массы эквивалента металла
Теоретические основы. Согласно закону эквивалентов,
вещества
реагируют друг
с
другом в количествах,
пропорциональных их эквивалентам.
Фактор эквивалентности (химический эквивалент), fЭ
- это количество вещества (моль), которое реагирует с 1 молем
атомов водорода или замещает это количество в химических
соединениях.
Молярная масса эквивалента, МЭ - это масса одного
эквивалента вещества (г/моль).
МЭ = fЭ М (М - молярная масса вещества)
Вычисление молярных масс эквивалентов проводятся с
использованием следующих формул:
а) для простых веществ и элементов в соединениях
МЭ = М / В (В - валентность элемента)
б) для кислот или оснований МЭ = М / n (n - основность
кислоты или кислотность основания, т.е. число ионов Н+ или ОН-)
в) для оксидов и солей
МЭ = М / p q ( p - число атомов
металла; q - валентность металла)
Число эквивалентов вещества n = m / MЭ .
Для веществ, находящихся в газообразном состоянии
n = V0 / VЭ0 (V0 - объем газа при н.у.)
VЭ0 - молярный объем эквивалента газа - объем,
занимаемый одним эквивалентом газа при нормальных условиях.
Способы записи закона эквивалентов:
n1= n2 ; M1 / MЭ 1 = М2 / MЭ 2 ; V01 / VЭ01 = V02 / VЭ02
Цель работы. Экспериментально определить объем
водорода, выделившегося в процессе реакции металла с соляной
кислотой. Зная эквивалентный объем водорода, вычислить
молярную массу эквивалента металла, используя закон
эквивалентов. Вычислить молярную массу металла.
7
Порядок работы.
1. Опыты по определению объемов газов, выделяющихся в
процессе реакции, проводятся в специальных приборах,
называемых эвдиометрами. Стандартный эвдиометр состоит из
двух соединенных резиновым шлангом трубок, одна из которых
градуирована (бюретка) и соединена посредством резиновой
пробки и шланга с пробиркой. Выделяющийся водород из склянки
Оствальда (или пробирки) поступает в верхнюю часть
градуированного сосуда и вытесняет из него воду. Открытый
неградуированный сосуд называется уравнительным.
2. Проверьте герметичность прибора: присоединив
пробирку к эвдиометру, опустите уравнительный сосуд на 20-25
см ниже его первоначального положения. Если прибор
герметичен, уровень воды в градуированном сосуде, несколько
понизившись в начальный момент, в дальнейшем остается
постоянным.
3. Отсоединив пробирку, установите уравнительный сосуд
так, чтобы уровень воды в градуированном сосуде совпал с
верхней меткой шкалы - V1 (уровень отсчитывается по нижнему
мениску жидкости).
4. Взвесьте на технохимических весах 0.12-0.15 г
металлической стружки (m) и заверните металл в бумагу, на
которой проводилось взвешивание, таким образом, чтобы
получившийся сверток мог свободно перемещаться в пробирке и
был открыт с одного конца для обеспечения доступа кислоты к
металлу.
5. Отмерьте мерным цилиндром 10 мл соляной кислоты и
залейте ее в пробирку.
6. Держа пробирку наклонно, поместите в верхнюю часть
ее сверток с металлом и присоедините к эвдиометру.
7. Стряхните сверток с металлом в кислоту. В процессе
химической реакции следите за тем, чтобы весь металл
прореагировал с соляной кислотой.
8. После окончания реакции охладите пробирку до
комнатной температуры.
8
9. Опустите уравнительный сосуд до уровня воды в
градуированном сосуде. Снимите показание уровня воды - V2.
10. Запишите температуру ( t ) и давление ( Р ) в
лаборатории. По таблице зависимости давления пара от
температуры (приложение 1) определите давление насыщенного
водяного пара ( h ).
11. Проведите расчет молярной массы эквивалента металла.
Имейте в виду, что измеренный при давлении Р и температуре t
объем выделившегося водорода (V2 - V1 ) не может быть
непосредственно применен к расчетам молярной массы
эквивалента металла. Необходимые расчетные формулы
приводятся в форме лабораторного отчета.
12. Рассчитайте по формуле теоретическое значение
молярной массы эквивалента металла.
13. Зная валентность металла, рассчитайте его молярную
массу и определите, о каком металле идет речь.
14. Рассчитайте теоретическое значение молярной массы
эквивалента металла, использованного в настоящей работе.
15. Рассчитайте абсолютную ( А ) и относительную ( К )
ошибки опыта.
16. Сделайте выводы о точности Ваших измерений и
возможных причинах ошибки.
17. Составьте лабораторный отчет по прилагаемой форме.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции.
4. Экспериментальные данные:
а) масса металла m = ......
б) уровень воды в бюретке до реакции V1 = .....
в) уровень воды в бюретке после реакции V2 = .....
г) объем выделившегося водорода V = V1 - V2 = .....
д) температура воздуха в лаборатории t = .....
е) атмосферное давление Р = .....
ж) давление насыщенного водяного пара h = .....
9
5. Расчеты:
а) объем выделившегося водорода, приведенный к н.у. :
Vo =
V  ( P  h )  273
= .......
760  ( 273  t )
б) молярная масса эквивалента металла
МЭ (эксп.) =
m 11200
=
Vo
в) молярная масса металла
М = МЭ  В
в)
теоретическое
значение
молярной
массы
эквивалента металла: МЭ (теор.) = М (M) / B = .....
г) абсолютная ошибка эксперимента
А = МЭ (теор.) - МЭ (эксп.)
д) относительная ошибка эксперимента
K=
А
100%
М
Э(т е ор)
6. Выводы.
Типовые задачи
1. Оксид металла содержит 10,00 г металла и 8,88 г кислорода.
Определите молярную массу эквивалента металла.
2. Гидрид металла содержит 2,02 г водорода и 13,88 г металла.
Определите молярную массу эквивалента металла.
3. При сгорании 53,96 г металла образуется 101,96 г оксида
металла. Определите молярную массу эквивалента металла.
4. 72 г гидрида металла содержат 3,03 г водорода. Определите
молярную массу эквивалента металла.
5. 4,80 г кальция и 7,85 г цинка вытесняют из кислоты
одинаковые количества водорода. Вычислите молярную массу
эквивалента цинка, если молярная масса эквивалента кальция
равна 20,0 г/моль.
6. Определите молярные массы эквивалентов металла и серы,
если 4,86 г металла образуют 5,22 г оксида и 5,58 г сульфида.
10
7. 4,00 г некоторого металла соединяются с 35,56 г брома и с 7,12
г серы. Определите молярные массы эквивалентов металла и
брома, если молярная масса эквивалента серы равна 16,0
г/моль.
8. При взаимодействии 0,595 г некоторого вещества с 0,275 г
хлороводорода получено 0,440 г соли. Определите молярные
массы эквивалентов вещества и образовавшейся соли.
9. 0,752 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили
0,936 л водорода, измеренного при нормальных условиях.
Определите эквивалентный объем водорода, если молярная
масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.
10. На восстановление 11,75 г оксида металла потребовалось 2800
мл водорода, измеренного при нормальных условиях.
Определите молярные массы эквивалентов оксида и металла.
11. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента
которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл
водорода, измеренного при нормальных условиях. Определите
массу металла.
Лабораторная работа 2
Определение теплового эффекта реакции
нейтрализации
Теоретические основы. Совокупность тел, выделенная из
пространства, называется системой. Если в ней возможен массо- и
теплообмен, то такая система называется термодинамической.
Химическая система, в которой возможно протекание реакции,
представляет собой частный случай термодинамической системы.
Состояние системы определяется совокупностью ее
свойств и характеризуется термодинамическими параметрами, к
числу которых относятся температура, давление, объем. Одной их
основных фундаментальных функций состояния является полная
энергия, Е, представляющая собой сумму трех составляющих:
кинетической энергии движущейся системы (К), потенциальной
энергии, обусловленной воздействием на систему внешних
11
силовых полей (П) и внутренней энергии системы (U). При
термодинамическом описании предполагают, что система
находится в относительном покое (К=0) и воздействие внешних
полей пренебрежимо мало (П=0). В этом случае полная энергия
системы определяется запасом ее внутренней энергии (Е=U). В
соответствии с законом сохранения энергии, выражающим первое
начало термодинамики, общий запас внутренней энергии
остается постоянным, если отсутствует тепловой обмен с
окружающей средой.
Сообщенное системе тепло расходуется на приращение
внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил
(работа по расширению или сжатию системы). Химические
реакции чаще всего проходят в условиях постоянного давления (в
изобарных условиях), Р=Const. Работа расширения (сжатия) в
этом случае может быть записана в виде: А = РV. Прирост или
потеря тепла системой в изобарных условиях носит название
“изменение энтальпии системы”:
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) = U + РV.
В том случае, если все конечные продукты и начальные
реагенты находятся в стандартных условиях (Р = 760 мм рт. ст.
или 101,3 кПа, Т=298,15 К или 250С, концентрации растворенных
веществ С=1моль/л), изменение энтальпии обозначают символом
Н0 и называют стандартной энтальпией процесса.
Химические реакции сопровождаются выделением или
поглощением теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется,
называются экзотермическими, а реакции, сопровождающиеся
поглощением тепла, - эндотермическими. Уравнение химической
реакции, включающее величину теплового эффекта (энтальпии),
называется термохимическим уравнением. При этом выделяемая
теплота записывается со знаком “ + ”, а поглощаемая - со знаком “
- ”. Выделение теплоты системой означает, что энергия конечных
продуктов меньше, чем энергия исходных веществ, т.е.
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) < 0
Поглощение теплоты системой означает, что энергия конечных
продуктов больше, чем энергия исходных веществ:
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) > 0
12
Условия экзотермической реакции: Q > 0; Н < 0.
Условия эндотермической реакции: Q < 0; Н > 0.
Например,
2H2 (г) + O2 (г) = 2Н2О (ж) + 571,6 кДж
или
2H2 (г) + O2 (г) = 2Н2О (ж) ;  Q = - 571,6/2 = 259,8 кДж
Теплотой образования соединения называется количество
выделяемой или поглощаемой теплоты при образовании 1 моля
соединения из простых веществ.
Вычисление теплоты реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ проводится на основании закона
Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от
состояния исходных и полученных веществ и не зависит от того,
через какие стадии проходит реакция. Тепловой эффект процесса
равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.
Из закона Гесса следует, что теплота реакции равна
разности между суммами стандартных теплот образования
конечных продуктов и исходных веществ с учетом
стехиометрических коэффициентов. Теплоты образования простых
веществ принимаются равными нулю.
Цель работы. Экспериментальное определение теплового
эффекта реакции нейтрализации.
Порядок работы.
Опыты по определению тепловых эффектов химических
реакций проводятся в специальных приборах, называемых
калориметрами. Простейший калориметр состоит из двух
стаканов,
вставленных
один
в
другой
и
имеющих
теплоизоляционную прокладку для уменьшения теплообмена со
внешней средой. Сверху прибор закрывается крышкой с тремя
отверстиями для химической воронки, мешалки и термометра.
1. Взвесьте на технохимических весах калориметрический
стакан. Массу стакана ( m1) запишите в тетрадь.
2. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора серной кислоты
и налейте ее в калориметрический стакан. Измерьте термометром
температуру раствора кислоты ( tk ).
13
3. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора гидроксида
натрия и вылейте его в стеклянный стакан. Измерьте термометром
температуру раствора щелочи ( tщ ).
4. Соберите как показано на рисунке калориметрический
прибор и через воронку быстро при постоянном перемешивании
влейте раствор щелoчи в раствор серной кислоты.
5. По термометру отметьте максимальное значение
температуры в реакционном стакане ( t2 ).
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции нейтрализации.
4. Экспериментальные данные:
а) масса калориметрического стакана m1 = ......
б) температура раствора кислоты
tк = .....
в) температура раствора щелочи
tщ = .....
г) самая высокая конечная температура t2 = ......
5. Расчеты:
а) исходная температура раствора в калориметре (t1)
t1 = ( t к + t щ ) / 2 = …
б) масса раствора в калориметре (m2) m2 = 75 ( k + щ )
где k и щ - плотности 1,00 М растворов H2SO4 и NaOH
в) количество теплоты, выделившейся в процессе
реакции: q=( t2 - t1 )  (c1m1 + c2m2) = ...
где с1 -удельная теплоемкость алюминия с1 = 0,88 Дж/г
град
с2 - удельная теплоемкость раствора с2 = 4,18 Дж/г град
г) экспериментальное значение (Qнейтр)
Qнейтр.= 1000q / 75
д) относительная ошибка эксперимента
57,22 - Qнейтр
K=
 100%
57,22
6. Выводы.
14
Типовые задачи
При растворении 7,02 г алюминия в соляной кислоте
выделилось 21,1 кДж теплоты. Определите тепловой эффект
реакции (кДж/моль).
При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж
теплоты. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа.
Используя теплоты образования оксидов кальция и фосфора,
равных Но(СаО)= – 635,5 кДж/моль и Но(Р2О5) =
– 1492 кДж/моль, а также теплового эффекта реакции
3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2, Но = – 739 кДж,
определите теплоту образования ортофосфата кальция.
Вычислите тепловой эффект реакции PCl3 +Cl2 = PCl5 , если
известны теплоты образования PCl3 и PСl5 , которые равны
-317,6 и -454,8 кДж/моль соответственно.
Какое количество теплоты выделится при сгорании 1 л метана
по уравнению реакции:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г), если теплоты образования метана,
оксида углерода (IV) и воды равны соответственно –74,9; –395,4 и
–241,0 кДж/моль.
Определите качественное изменение энтропии в реакциях:
I2 (газ)  I2 (тв.);
Н2О (ж.)  Н2О (газ);
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O (газ);
H2 + I2  2HI
7.Рассчитайте, какая из реакций при стандартных условиях
идет самопроизвольно:
Fe(тв.) + Al2O3 (тв.)  Al (тв.) + Fe2O3 (тв.);
3MgO (тв.) + 2Al (тв.)  3Mg (тв.) + Al2O3 (тв.).
Нообр(Al2O3)= –1670; Нообр(Fe2O3)= –822; Нообр(MgO)= –602
кДж/моль; So(Al)=28,5; So(Fe)=27,2; So(Mg)=32,6; So(Al2O3)=51,0;
So(Fe2O3)=87,4; So(MgO)=26,8 кДж/моль К.
Лабораторная работа 3
15
Скорость химической реакции.
Теоретические основы. Скорость химической реакции
можно рассматривать как изменение количеств реагирующих или
образующихся в процессе реакции веществ за единицу времени.
Если реакция проходит при постоянном объеме, то ее скорость
можно описать как изменение молярных концентраций веществ в
единицу времени.
v=
C M
n
=


Скорость химической реакции зависит от различных
факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации,
степени измельчения (для гетерогенных реакций), температуры
реакционной смеси, присутствия катализаторов.
Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Скорость химической реакции
пропорциональна концентрациям реагирующих веществ (закон
действия масс). Для простой одностадийной реакции
аА+bB  сС
v = k C aA C bB ,
где k - константа скорости реакции, определяющая
скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ,
равных 1 моль/л. Константа скорости зависит от природы
реагирующих веществ и от температуры.
СА, СВ - концентрации газообразных или растворенных
веществ (концентрации твердых и жидких реагентов - постоянные
величины, их значения включены в величину константы скорости
реакции и отдельно не записываются).
Зависимость скорости реакции от температуры. При
увеличении температуры на 10 скорость реакции увеличивается в
2-4 раза (правило Вант Гоффа).
t 2  t1
10
v2 = v1 
,
где v2 и v1 - скорости реакции при температурах t2 и t1;
16
 - температурный коэффициент скорости, определяет
изменение скорости реакции при изменении температуры на 10.
Цель работы. Экспериментальное подтверждение закона
действия масс (установление зависимости скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ) и закона Вант Гоффа
(определение величины температурного коэффициента скорости
реакции).
Порядок работы.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
В качестве экспериментальной реакции берется реакция
взаимодействия тиосульфата натрия Na2S2O3 c cерной кислотой:
Na2S2O3 +H2SO4 = Na2SO4 + S + H2O + SO2
В процессе реакции сначала образуется коллоидный
раствор серы, с течением времени наблюдается опалесценция, а
затем и полное помутнение реакционной смеси. Временем, за
которое протекает реакция, принимаем время, проходящее от
момента сливания двух растворов до заметного помутнения смеси.
1. В три пронумерованных химических стакана налейте из
бюретки 0,1М раствор тиосульфата натрия: в первый - 10 мл, во
второй - 20 мл и в третий - 30 мл. Затем в первый и во второй
стаканы долейте дистиллированной воды - 20 и 10 мл
соответственно, так, чтобы объем в каждом стакане составил 30
мл. (Таким образом, условная концентрация в стаканах составит:
№1 - С, в №2 - 2С, в №3 - 3С).
2. В стакан №1 добавьте 10 мл серной кислоты из
цилиндра, перемешайте стеклянной палочкой и включите
секундомер. Определите время в секундах от момента слияния
растворов до помутнения раствора. Результаты занесите в таблицу.
3. Повторите опыты с растворами в стаканах №2 и №3.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.
17
1. Для выполнения опыта возьмите две пробирки и
широкий стакан. Налейте в стакан на одну треть воды комнатной
температуры.
2. Налейте в одну пробирку 2 мл 0,1М раствора
тиосульфата натрия, а в другую - 2 мл 0,1М раствора серной
кислоты.
3. Поместите обе пробирки в стакан с водой, измерьте
термометром температуру воды в стакане.
4. Слейте растворы в одну пробирку, одновременно
включив
секундомер.
Аналогично
предыдущему опыту
определите время реакции.
5. Увеличьте температуру реакционной смеси на 10о. Снова
повторите эксперимент, предварительно подержав пробирки в
стакане с водой 3 - 5 мин.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. К опыту 1. Экспериментальные данные занесите в
таблицу:
№
стакана
Объем
Na2S2O3
V1 (мл)
Объем
воды
V2 (мл)
Объем
H2SO4
V3 (мл)
Время
реакции
t (сек)
Относит.
скорость
1/t
1
2
3
Расчеты и задания:
а) Рассчитайте условную скорость протекания реакции для
каждого опыта по формуле:
Vусл = 1/ t, где t - время реакции в секундах.
18
б) Постройте график зависимости скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс отложите
условную концентрацию раствора, а на оси ординат - условную
скорость реакции.
в) Проанализируйте график и сделайте вывод о
зависимости скорости реакции от концентрации одного из
реагентов.
4. К опыту 2. Экспериментальные данные занесите в таблицу:
№
п/п
Объем (мл)
Na2S2O3
H2SO4
Температура,
0
С
Время
реакции
t, cек
Относит.
скорость
1/t
1
2
Расчеты и задания:
Вычислите по правилу Вант Гоффа температурный
коэффициент скорости реакции .
Типовые задачи
1. Напишите математическое выражение скоростей
следующих реакций:
а) N2 + O2 
б) С + О2 
в) FeO + H2 
2. Напишите
выражение
константы
равновесия
химической реакции: 2А + В 
3С
+
2D.

3. Найти значение константы скорости реакции А + В 
АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных
соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции
равна 5,010-5 моль / лмин ?
4. Как изменится скорость реакции 2СО + О2  2СО2,
если повысить концентрацию СО в 3 раза, а
концентрацию О2 – в 2 раза ?
5. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В 
А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 3
раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза ?
19
6. Как изменится скорость реакции 2NO + O2  2NO2,
если уменьшить давление в системе в 3 раза?
7. Во сколько раз в системе 2А2 + В2  2А2В надо
увеличить концентрацию вещества В2, чтобы при
уменьшении концентрации вещества А2 в 4 раза
скорость прямой реакции не изменилась?
8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при
повышении температуры от 10 до 500С, если
температурный коэффициент ее скорости равен 2 ?
9. При повышении температуры от 20 до 500С скорость
некоторой реакции возросла в 27 раз. Найти
температурный коэффициент скорости данной
реакции.
10. При
1500С
некоторая
химическая
реакция
заканчивается за 16 мин. За какое время эта реакция
закончится
при
1800С,
если
температурный
коэффициент ее скорости равен 2?
11. При 1500С некоторая реакция заканчивается за 16 мин.
Принимая температурный коэффициент скорости
данной реакции равным 2, рассчитать, через какое
время она закончится при 1700С.
12. В каком направлении сместится равновесие в системе
Н2О + СО 
 СО2 + Н2 при добавлении паров воды?
13. В каком направлении сместится равновесие в системе
Ag+ + Cl- 
 AgCl при добавлении хлорида натрия?
14. 14. В каком направлении сместится равновесие в системе
0
2СО (г) + О2(г) 
а) при
 2СО2, Н = – 566 кДж
повышении давления; б) при понижении температуры ?
20
Семинар 2
Строение атома. Периодический закон и периодическая
система элементов. Химическая связь
Типовые задачи
1. Физический смысл и значения квантовых чисел.
2. Написать значения квантовых чисел для орбиталей:
а) 2s; б) 3d; в) 2pz.
3. Какое максимальное число электронов может
находиться: а) на 2pz орбитали; а) на 5f-подуровне; б) в
электронном слое с n=3?
4. Выберите невозможные конфигурации: 2p8, 3d6, 3s1,
2s2, 2d4, 3d2, 4f10, 2p5, 5p2
5. Сформулируйте основные правила заполнения
электронных подуровней
6. Напишите электронные формулы атомов элементов
№№ 15, 18, 34, 47, укажите число валентных и
неспаренных элетронов.
7. Напишите электронные формулы ионов Se2- ; Mg2+ ;
Fe2+; Fe3+.
8. Определите возможные валентные состояния атомов
кислорода и серы.
9. Какой элемент из пары имеет более высокую: а)
энергию ионизации; б) энергию сродства к электрону;
в) электроотрицательность
(№ 7 и № 15; № 20 и №
38; № 6 и № 7)
10. Определите характер связи и приведите схему
образования: CaS; S2; H2S; РH4+.
21
Лабораторная работа 4
Ионные равновесия в растворах
Теоретические основы. Вещества, которые в расплавах
или растворах полярных растворителей диссоциируют на ионы,
называют электролитами: Na2CO3  2 Na+ + CO3 2
Процесс диссоциации количественно характеризуют степенью
диссоциации:
=
nдис
Cдис
 100% 
 100% ,
n
С
об щ
об щ
где n - количество вещества, С - концентрация.
Если степень диссоциации электролита  > 30%, то такой
электролит называется сильным. К сильным электролитам
относятся соли, сильные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4 и
некоторые
другие),
щелочи
(основания
щелочных
и
щелочноземельных металлов NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). Диссоциация сильных электролитов
протекает необратимо и в одну стадию. Например:
Al2(SO4)3  2 Al3+ + 3 SO4 2
Если степень диссоциации электролита  < 3%, то
электролит называют слабым. К слабым электролитам относятся
молекулы воды, гидроксида аммония NH4OH, слабых кислот и
оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс
обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние
химического равновесия, которое характеризуется константой
равновесия - константой диссоциации.
Например,
диссоциация
фосфорной
кислоты
трехступенчатый процесс:

4 
H3PO

H2PO4- 
22
+
H +
+
H +
[ H  ][ H 2 PO4 ]
H2PO 4
( K1 
HPO 2
4
( K2 
[ H 3PO4 ]
7.5103 )
[ H  ][ HPO42 ]
[ H 2 PO4 ]
6.3108 )
[ H  ][ PO43 ]
( K3 
1.31012 )

3
+
HPO 2
H
+
PO
2


4
4
[ HPO4 ]
[ H  ]3[ PO43 ]


3

H 3PO4  3 H  PO4 ( K 
 K1 K 2  K3 )
[ H 3PO4 ]
[H+], [H2PO4  ], [HPO4 2 ], [PO4 3 ], [H3PO4] - равновесные
концентрации ионов;
К1, К2, К3 - ступенчатые константы
диссоциации; К - общая константа диссоциации.
Константа диссоциации слабого электролита не зависит от
его концентрации, но возрастает с повышением температуры. Чем
меньше величина константа диссоциации, тем слабее электролит.
Для слабого бинарного электролита AB, который
диссоциирует с образованием ионов A+ и B  , константа
диссоциации связана со степенью диссоциации (закон
разбавления Оствальда):
 2C
K
(1 )
Добавление в раствор слабых электролитов одноименных
ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в
сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).
Концентрации ионов в растворах сильных электролитов
велики, поэтому ионы взаимодействуют друг с другом. Это
приводит к уменьшению их подвижности. Кажущаяся
концентрация ионов, проявляющаяся в их взаимодействии, носит
название активности ионов:
a = f  .C, где a – активность; f – коэффициент активности.
Коэффициент активности определяется составом и
концентрацией ионов в растворе, а также их зарядом:
lg f = - 0.5  Z2  I1/2
2
I = 0.5 (C1  z1 + C2  z22 + C3  z32 + ... + Ci  zi2)
23
где z – заряд иона; I – ионная сила раствора; C – концентрация
иона в растворе.
Вода - слабый электролит, диссоциирует в незначительной
степени с образованием ионов водорода Н+ и гидроксил-анионов

+
ОН  :
Н2О 
 Н + ОН .
Состояние равновесия этой реакции характеризуется
константой, которая называется ионное произведение воды:
К H O = [Н+ ]  [ОН  ] = 10  14 (при 220С), где [Н+ ] и [ОН  ] 2
равновесные концентрации ионов.
Обычно вместо величин [Н+] и [ОН  ] используют их
отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют
соответственно водородным и гидроксильным показателями:
рН = - lg [Н+], рОН = - lg [ОН  ], рКВ = рН + рОН = 14.
Нейтральные растворы не имеют избытка ионов
Н+
или ОН  : [Н+] = [ОН  ] = 10  7 ;
рН = рОН = 7
Кислые растворы содержат избыток ионов Н+:
[Н+]> [ОН  ];
рН<7;
рОН>7
Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН  :
[Н+]< [ОН  ];
рН>7;
рОН<7
Обменные реакции в растворах происходят между ионами
сильных электролитов и молекулами слабых электролитов.
Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону
образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.
В ионном виде реакции обмена записывают следующим
образом: сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде
ионов; слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде
молекул:
2NaNO2
+ H2SO4 
 Na2SO4 + 2HNO2
растворимая
сильная
растворимая слабая
в воде соль
кислота
в воде соль кислота
(реакция в молекулярном виде)
24
2Na+ + 2NO2  + 2H+ + SO42  
 2Na+ + SO42  + 2HNO2
(полное ионное уравнение реакции)
2NO2  + 2H+ 
 2HNO2
(сокращенное ионное уравнение реакции)
Свойства
химических
соединений
в
растворах
определяются характером их диссоциации:
HCl  H+ + Cl  (кислоты при диссоциации дают ионы Н+);
NaOH  Na++OH  (основания при диссоциации дают ионы ОН  );
NaCl  Na++Cl  (cоли при диссоциации дают катионы металлов
и анионы кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в
химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты.
Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся
оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия,
свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Они способны
диссициировать как по типу кислот, так и по типу оснований:



2H2O+Sn2++2OH  
Sn(OH)2  2H2O 
H2[Sn(OH)4] 
2H+ +Sn(OH)4]2 
3H2O+Al3++30H 




Al(OH)3  3H2O 
H3[Al(OH)6] 
3H+ +Al(OH)6]
Добавление сильных кислот и оснований смещает
равновесие в одну из сторон (амфотерные основания реагируют
как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве
продуктов реакции соли):
Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O
с п лавле н ие
Al(OH)3 + NaOH   NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3NaOH  Na3[Al(OH)6]
Sn(OH)2 + 2HCl  SnCl2 + 2H2O
с п лавле н ие
Sn(OH)2 + 2NaOH   Na2SnO2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH  Na2[Sn(OH)4]
25
3
Цель работы. Изучить реакции, идущие в растворах
электролитов, и условия их смещения.
Порядок работы.
Опыт 1. Ионизирующее действие воды
В сухой пробирке перемешайте небольшие количества
кристаллических карбоната натрия Na2CO3 и щавелевой кислоты
H2C2O4. Идет ли реакция? Добавьте 2 мл дистиллированной воды.
Запишите наблюдения.
Опыт 2. Реакции с образованием осадков
В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:
а) серной кислоты; б) сульфата какого-либо металла. В каждую
пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария. Запишите
наблюдения.
Опыт 3. Реакции с образованием газов
В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:
а) карбоната калия; б) карбоната натрия. Добавьте в каждую
пробирку 3-4 капли разбавленной соляной кислоты. Запишите
наблюдения.
Опыт 4. Сильные и слабые электролиты
В отдельные пробирки налейте по 2 мл разбавленных
растворов: а) соляной кислоты; б) уксусной кислоты. В каждую
пробирку положите по грануле цинка. Сравните интенсивность
выделения газа в двух пробирках.
Опыт 5. Ослабление диссоциации слабого электролита
(эффект одноименного иона)
а) В пробирку налейте 4 мл разбавленной уксусной
кислоты и добавьте 2 капли метилоранжа. Отлейте половину
раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько
кристаллов ацетата натрия. Сравните цвет растворов в пробирках.
б)
В пробирку налейте 4 мл разбавленного водного
раствора аммиака и добавьте 2 капли фенолфталеина. Отлейте
26
половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько
кристаллов хлорида аммония. Сравните цвет растворов в
пробирках.
Опыт 6. Амфотерные основания
а) В пробирку налейте 3 мл раствора хлорида цинка.
Осторожно добавьте 2 капли раствора гидроксида натрия до
образования осадка гидроксида цинка. Разделите осадок на 2 части
и испытайте его растворимость в соляной кислоте и гидроксиде
натрия. Запишите наблюдения.
б) Повторите опыт, используя соль хрома (III). Отметьте
изменение цвета раствора.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме; б) в
полной ионной форме;
в) в сокращенной ионной форме.
5. Наблюдения.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
Типовые задачи.
1.
2.
3.
Напишите
уравнения
реакций
диссоциации
следующих электролитов: AlCl3, H2SO3, NaHCO3. Для
обратимых процессов запишите выражения констант
равновесия.
Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М
растворе соляной кислоты, если степень ее
диссоциации равна 98%.
Закончите
уравнения
реакций,
расставьте
коэффициенты, запишите уравнения в ионномолекулярной и сокращенной форме:
27
а) AgNO3 + BaCl2 
б) Ca(OH)2 + HCl 
в) Na2SO3 + H2SO4 
г) CaCO3 + HNO3 
д) K2SO4 + NaOH 
e) Pb(OH)2 + KOH 
ж)Al2(SO4)3+NaOH(изб.) з) AgNO3 + H2S 
4. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь
0,01 М AlCl3 и 0,1 М Na2SO4.
5. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь
0,01 М Cr2(SO4)3 и 1М NaCl.
6. Вычислите активность ионов Са2+ в 0,1 М растворе
СаСl2.
Вычислите активность ионов Nа+ в 0,1 М растворе
Nа3PO4.
Константа диссоциации масляной кислоты составляет
5
1.5  10 . Рассчитайте степень ее диссоциации и рН в
0,005 М растворе.
Вычислите рН раствора муравьиной кислоты, если
 = 0.03.
Вычислите концентрацию ацетат-ионов в 0,1 М
растворе уксусной кислоты в присутствии 0,01 моль
соляной кислоты.
28
Лабораторная работа 5
Буферные растворы
Теоретические основы. Буферные растворы используют
для поддержания постоянной величины рН в исследуемом
растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной
кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.
В качестве буферных растворов обычно используют смеси
растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или
смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения.
В таблице приведены примеры наиболее часто используемых
буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:
Состав буферного раствора
Название буфера
рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа
Ацетатный буфер
4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4
Фосфатный буфер
6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1
Аммиачный буфер
9,25
Буферная система может связывать как ионы Н+, так и ОН
приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты,
незначительно изменяя величину рН раствора.
Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь
CH3COOH и CH3COONa. Диссоциация слабого электролита –
уксусной кислоты – отражается уравнением реакции:
CH3COOH 
CH3COO  +
H+ и описывается константой

равновесия:
K a=
[CH 3 COO  ]  [ H  ]
= 1.8 10 5
[CH 3 COOH ]
При добавлении ацетата натрия концентрация ионов
CH3COO  возрастает и определяется концентрацией соли:
[CH3COO  ]  Cс. Диссоциация слабого электролита уменьшается
за счет введения одноименного иона, поэтому [CH3COOH]  Cк,
где Cк – концентрация кислоты.
C  [H  ]
K a= с
;
Cк
29
[H+] = Ka 
Cк
;
Cс
pH = -lg[H+] = pKa - lg (
Cк
),
Cс
где pKa = - lg Ka .
Таким образом, рН буферных растворов не зависит от
концентраций компонентов, а определяется их отношением.
При добавлении небольших количеств сильных кислот и
оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними,
переводя их в слабые электролиты:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O (концентрация
соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а
концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):
pH = -lg[H+] = pKa - lg (
C к  С NaOH
);
Cс  C NaOH
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl,
pH = -lg[H+] = pKa - lg (
C к  С NaOH
).
Cс  C NaOH
Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем
их сумма или разность, общее значение рН изменяется
незначительно.
Количество сильной кислоты или сильного основания,
которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН
одного литра его раствора на единицу, называют буферной
емкостью (B). Она может быть вычислена относительно кислоты
(Bа) или основания (Bb).
Ba=
Bb=
30
Ca  Va
( pH1  pH 2 )  V раствора
C V
b b
( pH 2  pH1 )  V раствора
где Ba и Bb – буферные емкости по кислоте и основанию
соответственно; Ca и Cb – концентрации добавленных кислоты и
основания; pH1 и pH2 – исходные и конечные значения рН
раствора; Va and Vb – объемы добавленных сильных кислоты и
основания.
Цель работы. Изучить свойства буферных растворов.
Порядок работы.
Опыт 1. Определение рН буферных растворов
1. Приготовьте ацетатные буферные растворы, содержащие
различные количества компонентов, согласно приведенной
таблице:
Буферный раствор
1
2
3
4
Объем кислоты, мл
10
18
6
2
Объем соли, мл
10
2
14
18
Cк/Cс=Vк /Vс
pH (измеренный)
pH (рассчитанный)
2. Используя рН-метр, измерьте рН буферных растворов и
занесите результаты в таблицу.
3. Используя теоретические формулы, рассчитайте рН
буферных растворов и занесите результаты в таблицу.
4. Сравните полученные результаты.
Опыт 2. Определение буферной емкости
1. Приготовьте
ацетатный
буферный
раствор,
содержащий 10 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты и
10 мл 0,1 М раствора ацетата натрия.
2. Измерьте рН буферного раствора. Результаты занесите
в таблицу.
31
Добавьте к раствору 10 мл дистиллированной воды и
снова измерьте рН. Сравните полученные значения и
сделайте вывод.
4. Приготовьте две новые порции буферного раствора и
добавьте в них по 2 мл 0,1 М растворов соляной
кислоты или гидроксида натрия. Измерьте рН и
занесите результаты в таблицу. Вычислите буферные
емкости раствора по кислоте и щелочи.
5. Повторите измерения, используя ацетатный буферный
раствор с другим соотношением компонентов или
дистиллированную воду.
6. Оформите результаты в виде таблицы:
№ раствора 1 2 3 4 5 6 7
Состав раствора
Объем кислоты, мл 10 10 10 2 2
Объем соли, мл 10 10 10 18 18
Объем дистилированной воды, мл
20 20
рН(1)
Объем добавленной дист. воды, мл 10
Объем добавленной HCl, мл
2
2
2
Объем добавленного NaOH, мл
2
2
2
рН(2)
Буферная емкость
3.
Форма лабораторного отчета
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Заполненная таблица.
5. Расчеты рН и буферной емкости.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
32
Типовые задачи.
1. Напишите уравнения реакций, происходящих в
аммиачном буферном растворе при добавлении к нему
небольших количеств а) - соляной кислоты и
б) - гидроксида натрия.
2. Вычислите рН формиатного буферного раствора,
содержащего в 1 л 0,1 моль муравьиной кислоты и
0,01 моль формиата калия.
3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора,
содержащего 1 М раствор гидроксида аммония и
0,001 М раствор хлорида аммония.
4. Вычислите рН аммиачного буферного раствора,
содержащего в 500 мл 5,25 г гидроксида аммония и
4,01 г хлорида аммония.
5. Вычислите рН ацетатного буферного раствора,
содержащего в 1 л 0,25 моль уксусной кислоты и
0,12 моль ацетата натрия после добавления к нему
0,02 моль гидроксида калия.
6. После добавления 5 мл 0,1 М раствора соляной
кислоты к 100 мл ацетатного буферного раствора его
рН изменился от 4,50 до 4,35. Вычислите буферную
емкость раствора.
Лабораторная работа 6
Гетерогенные равновесия в растворах с осадком
Теоретические основы. В насыщенных растворах
малорастворимых веществ устанавливается равновесие между
осадком (твердая фаза) и ионами электролитов в растворе (жидкая

фаза):
Ag3PO4 
3 Ag+ + PO 3
4
Состояние равновесия характеризуется константой,
которая носит название произведение растворимости, Ksp:
Ksp (Ag3PO4) = [Ag+]3 [PO 3
]
4
33
Произведение растворимости – это произведение
концентраций ионов малорастворимого вещества в его
насыщенном растворе в степенях, соответствующих их
стехиометрическим
коэффициентам.
Числовые
значения
произведения
растворимости
малорастворимых
веществ
представлены в специальных справочных таблицах.
В присутствии одноименных ионов равновесие смещается в
сторону образования осадка (эффект одноименного иона). В
присутствии сильных электролитов, не содержащих общих ионов,
подвижность ионов в растворе уменьшается и равновесие
смещается в сторону большего растворения осадка (солевой
эффект).
При смешивании растворов, содержащих ионы, дающие
нерастворимую соль, начинается выпадение осадка. В первые
моменты времени концентрация ионов в растворе велика и осадок
выпадает. Постепенно концентрация ионов уменьшается и в
растворе устанавливается равновесие.
Условие образования осадка: произведение концентраций
ионов в растворе должно быть больше, чем величина
произведения растворимости данного соединения. Например,
[Ca2+] [CO32] > Ksp (CaCO3).
Условие растворения осадка: произведение концентраций
ионов в растворе меньше, чем величина произведения
растворимости данного соединения ([Ca2+] [CO32] < Ksp(CaCO3) ).
Связь между произведением растворимости и растворимостью
малорастворимого вещества
Рассмотрим
в
общем
виде
схему
растворения
малорастворимого вещества типа KxAy:
KxAy
x Ky+ + y Ax
Выражение произведения растворимости для этого
уравнения имеет вид:
Ks = [Ky+]x [Ax]y
Обозначим молярную растворимость вещества через “S” .
Тогда раствор будет содержать катионов [Ky+]=xS (моль/л),
34
анионов - [Ax]=yS (моль/л). Подставим эти обозначения в
выражение произведения растворимости : Ks = [xS]x [yS]y ,
отсюда находим растворимость S:
s  x y
Ks
xxy
y
Цель работы. Изучить равновесия в растворах с осадком.
Порядок работы.
Опыт 1. Образование и растворение осадков
Налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида кальция
и добавьте раствор оксалата аммония до образования осадка.
Добавьте раствор соляной кислоты и наблюдайте растворение
осадка оксалата кальция. Сравните константу диссоциации
щавелевой кислоты и произведение растворимости осадка и
сделайте вывод о возможности протекания реакции (равновесие
смещается в сторону образования более слабого электролита).
Опыт 2. Образование и растворение осадков
а). Налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида бария
и добавьте раствор хромата натрия до образования осадка.
Разделите осадок на две пробирки и добавьте в одну соляную
кислоту, а в другую – уксусную кислоту. Объясните наблюдения.
б). Налейте в одну пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида
меди (II), а в другую – 3 – 4 капли раствора хлорида марганца (II),
добавьте сульфид натрия и наблюдайте осаждение нерастворимых
сульфидов. Добавьте в обе пробирки соляную кислоту и объясните
наблюдаемые явления.
Опыт 3. Перевод одного осадка в другой
а). Смешайте 5 – 6 капель раствора нитрата серебра с 2 – 3
каплями раствора хлорида натрия и наблюдайте образование
белого осадка хлорида серебра. Добавьте в ту же пробирку 2 – 3
35
капли раствора хромата натрия, а затем такое же количество
сульфида натрия. Сравните произведения растворимости и
объясните изменение цветов осадков.
б). Повторите эксперимент, изменив порядок смешивания
растворов: к раствору нитрата серебра добавьте последовательно
хлорид натрия, сульфид натрия и хромат натрия. Объясните
наблюдаемое изменение цвета.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме; б) в
полной ионной форме;
в) в сокращенной ионной форме.
5. Наблюдения.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
Типовые задачи.
1. Вычислите произведение растворимости бромида свинца
(II), если растворимость его составляет 1,32102 моль/л.
2. Вычислите растворимость хромата бария в моль/л и г/л.
3. Вычислите растворимость хромата серебра в 0,1 М
растворе хромата натрия.
4. Вычислите растворимость гидроксида железа (II) при
рН=7.
5. Какая масса сульфата кальция может раствориться в
500 мл воды?
6. Какая масса ионов серебра содержится в 1 л насыщенного
раствора хлорида серебра?
36
7. Выпадет ли осадок при смешивании равных объемов 1 М
раствора серной кислоты и 0,02 М раствора нитрата
серебра?
8. При какой концентрации оксалата натрия начнется
выпадение осадка оксалата кальция из 0,001 М раствора
хлорида кальция?
Лабораторная работа 7
Гидролиз солей
Теоретические основы
Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки
слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс
гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами
воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых
электролитов.
Основные правила написания реакций гидролиза:
1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и
катионы слабых оснований, входящих в состав соли.
2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени
один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.
3. В обычных условиях гидролиз протекает только по
первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и
разбавлении растворов солей.
4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его
равновесие можно смещать. Добавление одноименных (Н+ или
ОН  ) ионов, выделяющихся в процессе гидролиза, смещает
равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление
противоположных ионов, связывающих выделяющиеся Н+ или
ОН  ионы в молекулы воды, смещает равновесие в сторону
усиления гидролиза.
37
Типы реакций гидролиза.
1. Соль образована ионами сильного основания и сильной
кислоты (например, NaCl, KNO3 и др.).
NaCl + H2O  гидролиз не идет (NaOH - сильное
основание, HCl - сильная кислота).
2. Соль образована ионами сильного основания и слабой
кислоты (например, Na2CO3, KSCN и др.).
Na2CO3 + Н2О  гидролиз по аниону (NaOH - сильное
основание, H2CO3 - cлабая кислота).

CO32  + HOH 
+ OH  (среда щелочная, рН>7).
 HCO3
Na2CO3+ HOH 
(1 ступень гидролиза).
 NaHCO3 + NaOH
Добавление к раствору щелочей (NaOH), содержащих
одноименные ионы (OH  ), вызывает ослабление гидролиза
(смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье).
Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции
Н++OH   Н2О, в результате которой концентрация ионов OH 
в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается
вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO3  + HOH 
 H2CO3 + OH
NaНCO3 + HOH


H2CO3 + NaOH (2 ступень гидролиза).
3. Соль образована ионами слабого основания и сильной
кислоты (например, AlCl3, FeSO4 и др.).
AlCl3 + H2O  гидролиз по катиону (Al(OH)3 - слабое
основание, НCl - cильная кислота).
2+
+
Al3+ + HOH 
(среда кислая, рН<7)
 AlOH + H
AlCl3 + HOH


AlOHCl2 + HCl
(1 ступень гидролиза).
4. Соль образована ионами слабого основания и слабой
кислоты:
а) соль растворима в воде (например, (NH4)2CO3, NH4NO2 и др.).
(NH4)2CO3 + H2O  гидролиз идет сразу по катиону и аниону:
38
2NH4+ + CO32  + HOH


NH4OH + HCO3  + NH4+ (рН  7)
(NH4)2CO3 + HOH 
 NH4OH + NH4HCO3
б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO3 и др.).
FeS + H2O  нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.
в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит
прочерк, например, Fe2S3, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз таких солей
идет необратимо и до конца: Fe2S3+6H2O  2Fe(OH)3  +3H2S 
Количественно гидролиз описывается величинами
константы гидролиза (Kh) и степени гидролиза (h).
NaCN + H2O
CN- + H2O
Kh =


NaOH + HCN
OH- + HCN; pH > 7
KB
[OH  ][ HCN ]

K кислоты
[CN  ]
NH4Cl + H2O
NH4+ + H2O
Kh =






NH4OH + HCl
H+ + NH4OH; pH < 7
[ H  ][ NH 4OH ]
KB

K основ ания
[ NH 4 ]
NH4CH3COO + H2O
NH4+ + CH3COO



+ H2O
NH4OH + CH3COOH


NH4OH + CH3COOH
[ NH 4OH ][CH 3COOH ]
KВ

Kh = [ NH  ][CH COO ]
K кисл отыKоснов ания
4
3
Степень гидролиза “h” определяет ту часть соли, которая
подверглась гидролизу при данных условиях:
h
С гидр.
С общ.
.
39
h 2C
Степень гидролиза связана с константой гидролиза: Kh = 1h . В
том случае, когда h << 1, Kh = h2C.
Смешивание растворов солей, гидролизующихся по
различным ионам (катиону и аниону) приводит к взаимному
усилению гидролиза за счет связывания ионов водорода и
гидроксила в молекулы воды (взаимный гидролиз).
Цель работы. C помощью универсальной индикаторной
бумаги определить рН среды водных растворов солей, изучить
влияние температуры и концентрации на гидролиз, условия
усиления гидролиза растворов различных солей.
Порядок работы.
Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и
нейтральных средах
На предметное стекло положите небольшие кусочки
универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками
нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов
NaOH, NH4OH, HCl, CH3COOH. С помощью цветовой шкалы
определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.
Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей
В отдельные пробирки добавьте по нескольку
кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия,
нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл
дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки
универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов
солей.
Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз
Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и
добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2
40
пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните
интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.
Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и
добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка
связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся
за счет гидролиза соли по второй ступени:
Sb(OH)2Cl  SbOCl  + H2O
Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до
растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции
гидролиза.
Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и
добавьте равное количество раствора карбоната натрия. Объясните
взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к выделению
оксида углерода (IV) и образованию осадка гидроксида алюминия.
Используя амфотерные свойства гидроксида алюминия, докажите
его образование.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и
нейтральных средах
Исследуемое
вещество
Цвет универсальной
индикаторной бумаги
рН
Реакция среды
41
Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей
Исследуемое
рН
Реакция
Уравнение реакции гидролиза соли
вещество
раствора
среды
в молекулярном и ионном видах
Опыты 3-5 оформите по схеме:
а) название опыта;
б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;
в) наблюдения и обсуждения;
г) выводы.
Типовые задачи.
1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах
уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl2,
Fe(NO3)3, CH3COOK, MnSO4, Na3PO4, K2S, NH4Cl, (NH4)2CO3,
Al2S3. Укажите реакцию среды.
2. Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН
0,1 М растворов хлорида аммония, карбоната натрия, нитрата
алюминия.
3. При смешивании водных растворов нитрата хрома (III) и
сульфида натрия наблюдается выпадение осадка и выделение
газа. Запишите уравнения реакций и объясните указанное
явление.
Лабораторная работа 8
Коллоидные растворы
Теоретические основы. Коллоидные системы – это
ультрамикрогетерогенные системы, состоящие из двух фаз:
дисперсионной среды и дисперсной фазы. Дисперсная фаза
коллоидных растворов состоит из молекулярных агрегатов
размером 10 7 - 10 5 cм.
42
Классификация коллоидных систем.
1. Агрегатное состояние дисперсионной фазы и дисперсной
среды.
Дисперсная
фаза
Дисперсионная
среда
Газ
Жидкость
Твердая
Газ
-
Аэрозоли
Дым, пыль
Жидкость
Туманы
Эмульсии
Суспензии
Твердая
Твердые
эмульсии
Гели
Литозоли
2. Взаимодействие дисперсной фазы и дисперсионной
среды (тип классификации используется только для жидких
дисперсионных сред).
Коллоидные системы делятся на
лиофобные и лиофильные.
В лиофобных коллоидных системах дисперсная фаза
слабо взаимодействует с дисперсионной средой. Такие системы не
могут быть получены самопроизвольно, частицы дисперсной фазы
всегда представляют собой агрегаты молекул.
В лиофильных коллоидных системах дисперсная фаза
растворима в дисперсионной среде. Ее частицами являются
отдельные молекулы больших размеров (макромолекулы).
Оптические свойства коллоидных систем.
При
прохождении света через коллоидные растворы наблюдается
конус Тиндаля (дифракция света на коллоидных частицах). Так
как дифракция коротковолнового излучения происходит в
большей степени, чем дифракция длинноволнового излучения, то
43
бесцветные коллоидные растворы в отраженном свете имеют
голубой цвет, а в проходящем – красный.
Строение коллоидной мицеллы и электрические
свойства коллоидных систем. Коллоидные частицы имеют
малые размеры и могут существовать во взвешенном состоянии
неограниченное
время.
Это
определяет
кинетическую
устойчивость коллоидных систем. С другой стороны, большая
поверхность раздела коллоидной частицы определяет избыточное
поверхностное натяжение и тенденцию к «слипанию» коллоидных
частиц, которая уменьшает энергетическую нестабильность
коллоидных систем.
Стабилизация коллоидных систем происходит за счет
адсорбции молекул дисперсионной среды или ионов электролита,
находящегося в растворе. На границе коллоидной частицы
формируется двойной электрический слой, коллоидные частицы
приобретают одинаковый заряд, что препятствует их «слипанию».
Ионы, которые формируют заряд коллоидной частицы,
называются потенциалобразующими ионами.
Коллоидная частица
_
___
_
_ _
+
_
_
+
+ _ _
+
+
_
++
+
+
_ _+
++
_
мицелла
44
К ним притягиваются ионы с
противоположным зарядом –
противоионы,
которые
располагаются в адсорбционном и диффузионном слоях
мицеллы.
Между адсорбционным и
диффузионным
слоями
происходит ионный обмен.
Коллоидная
частица
заряжена,
а
мицелла
электронейтральна.
Пример. Строение мицеллы коллоидной частицы иодида
серебра.
Реакция образования иодида серебра может быть
представлена в виде:
 AgI  + KNO3
KI (избыток) + AgNO3 
Строение мицеллы:
{m[AgI] nI (n-x)K+} x xK+
где “m” – число молекул иодида серебра в ядре; “n” – число
анионов в первом адсорбционном слое коллоидной частицы;
n + x = m; обычно m >> n.

Если в избытке находится нитрат серебра, то на
поверхности ядра коллоидной частицы в первую очередь
группируются ионы серебра, достраивая кристаллическую
решетку твердой фазы, а в качестве противоионов выступают
нитрат-анионы.
На поверхности ядра мицеллы возникает электрический
межфазный потенциал ( - потенциал), который уменьшается при
увеличении расстояния от поверхности ядра за счет адсорбции
противоионов.
Если поместить коллоидную
частицу в электрическое поле, то
противоионы диффузного слоя

отрываются
от
коллоидной
_
 _
частицы
и
перемещаются
в


_
 _
сторону
соответствующего

электрода, а коллоидная частица
_
 _
– в противоположную сторону. В
+

ее
составе
остается
часть

B
r
диффузионного слоя (линия АВ
(толщина адсорбционного слоя) показывает границу поверхности
скольжения).
Эффект перемещения коллоидных частиц под действием
внешнего электрического поля называется электрофорезом.
потенциал
A
_
45
Потенциал коллоидной частицы на поверхности
скольжения называется электрокинетическим потенциалом
или (зета)-потенциалом.
-потенциал является мерой устойчивости коллоидных
систем: если < 30 mV, происходит коагуляция (разрушение)
коллоидных частиц.
Введение индифферентных сильных электролитов в
коллоидные растворы приводит к уменьшению величины потенциала в связи с увеличением концентрации противоионов и
сжатием диффузного слоя. В том случае, когда концентрация
индиферентного электролита достаточно велика, возможно
достижение изоэлектрического состояния (=0).
При введении сильного электролита, содержащего
одноименные ионы, происходит дополнительная адсорбция
потенциалобразующих ионов на поверхности коллоидной
частицы, что приводит к увеличению -потенциала. После
достижения максимально возможной адсорбции электролит,
содержащий одноименные ионы, начинает действовать так же, как
и индиферентный электролит, то есть -потенциал уменьшается и
после достижения критической величины наступает коагуляция
коллоидных частиц.
Коагулирующая
способность
электролитов
характеризуется величиной порога коагуляции – минимальной
концентрацией электролита, которая вызывает коагуляцию
коллоидного раствора. Порог коагуляции уменьшается с
увеличением заряда коагулирующего иона (иона, знак заряда
которого аналогичен знаку заряда противоиона коллоидных
частиц). Для моно-, ди- и трехзарядных ионов отношение их
порогов коагуляции составляет 1:11:72.
В некоторых случаях процесс коагуляции является
обратимым. Процесс обратной трансформации коагулята в
коллоидный раствор называется пептизация или дезагрегация.
Устойчивость лиофобных золей увеличивается при
добавлении небольших количеств растворов высокомолекулярных
46
соединений (например, растворов желатины, таннина и др.).
Защитное действие растворов высокомолекулярных соединений
связано с образованием адсорбированного защитного слоя на
поверхности коллоидной частицы. Характеристикой защитного
действия является защитное число – минимальное количество
(мг) твердого вещества, которое предотвращает коагуляцию 10
мл коллоидного раствора при добавлении сильного электролита в
количестве, определяемом порогом коагуляции.
Условиями образования коллоидных растворов являются
нерастворимость дисперсной фазы в дисперсионной среде и
присутствие стабилизатора.
Цель работы. Изучение методов получения и свойств
коллоидных растворов.
Порядок работы
Опыт 1. Приготовление коллоидных растворов различными
методами
1. Метод ионного обмена (демонстрационный опыт)
Смешайте в конических колбах или стаканчиках при
постоянном перемешивании: (a) 10 мл 0.05 M раствора KI и 8 мл
0.05 M раствора AgNO3;
(b) 10 мл раствора AgNO3 и 8 мл
раствора KI. Сравните цвет растворов в проходящем и отраженном
свете. Перенесите растворы в U-образные трубки и пропустите
через них постоянный электрический ток. Наблюдайте явление
электрофореза. Отметьте, к какому электроду перемещаются
коллоидные частицы в каждом случае, определите знак заряда
коллоидной частицы. Запишите уравнение реакции получения
коллоидного раствора и схему строения мицеллы.
2. Метод пептизации
Налейте в стаканчик 1,5 мл 20%-ного раствора K4[Fe(CN)6]
и добавьте 0,5 мл насыщенного раствора FeCl3. Отфильтруйте
темно-синий осадок KFe[Fe(CN)6] и промойте его сначала
дистиллированной водой, а затем 0,1 М раствором H2C2O4.
Наблюдайте пептизацию осадка и образование коллоидного
47
раствора (ионы C2O4 2 адсорбируются на поверхности ядра
коллоидной частицы, а ионы водорода выступают в качестве
противоионов). Сравните цвет растворов в проходящем и
отраженном свете. Запишите уравнение реакции получения
коллоидного раствора и схему строения мицеллы.
Опыт 2. Определение порога коагуляции коллоидных
растворов
1. Приготовление золя Fe(OH)3
Доведите до кипения 300 мл дистиллированной воды и
добавьте 3 мл насыщенного раствора FeCl3. Прокипятите раствор
в течение 3 мин. Охладите полученный коричнево-красный
коллоидный раствор и перенесите его в бюретку. Запишите
уравнение реакции получения коллоидного раствора и схему
строения мицеллы.
2. Определение порога коагуляции золя Fe(OH)3
Отмерьте по 10 мл приготовленного золя Fe(OH)3 в
каждую из 7 пробирок и добавьте различные количества 0,001 M
раствора Na2SO4 (в соответствии с таблицей). Отметьте начало
коагуляции коллоидного раствора. Учитывая разбавление
сильного электролита, рассчитайте порог коагуляции.
Пробирка № …..
Добавлено коагулятора,
мл
Коагуляция (да/нет)
1
0.5
2
1.0
3
1.5
4
2.0
5
2.5
6
3.0
7
3.5
Повторите эксперимент еще 2 раза, используя в качестве
коагуляторов 0,001 М растворы NaCl и MgSO4. Сделайте вывод о
том, ионы какого заряда выступают в качестве коагулятора и
какой заряд имеет коллоидная частица.
48
Типовые задачи.
1. После неполного титрования раствора KBr раствором AgNO3
образуется коллоидный раствор. Запишите уравнение реакции
получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.
2. После неполного титрования раствора AgNO3 раствором KBr
образуется коллоидный раствор. Запишите уравнение реакции
получения коллоидного раствора и схему строения мицеллы.
3. Запишите уравнение реакции гидролиза FeCl3 и схему
строения мицеллы коллоидной частицы.
4. Запишите уравнение реакции взаимодействия избытка
K4[Fe(CN)6] с FeCl3 и схему строения мицеллы.
5. Покажите
строение
мицеллы
коллоидной
частицы,
образованной при растворении осадка KFe[Fe(CN)6] в 0,1 М
растворе H2C2O4 (метод пептизации).
6. Раствор CuSO4 добавили к золю серы, имеющему
положительно заряженные коллоидные частицы. Какие ионы
будут вызывать коагуляцию?
7. Растворы KCl, K2SO4, K3PO4 и MgSO4 поочередно добавили к
золю золота с положительно заряженными коллоидными
частицами. Какой электролит имеет минимальный порог
коагуляции?
Лабораторная работа 9
Окислительно-восстановительные реакции
Теоретические
основы.
Окислительновосстановительными
называются реакции, при которых
происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул
или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень
окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется
окислением; вещество, атомы которого
отдают электроны,
называется восстановителем. Восстановительными свойствами
обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в
49
свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится
в низшей или промежуточной степени окисления. В лаборатории в
качестве восстановителей обычно применяют H2, KI, H2S, HNO2 .
Процесс
присоединения
электронов
называется
восстановлением,
а
восстанавливающаяся
частица
окислителем. Окислителями часто являются молекулы и ионы,
содержащие элемент в высшей степени окисления, например:
MnO4  , Cr2O72  , Ni 3+ и т.д.
В том случае, когда соединения содержат элементы в
промежуточных степенях окисления, можно говорить об их
окислительно-восстановительном дуализме (H2O2, Na2SO3, NaNO2
и др.).
Окислительно-восстановительные
свойства
вещества
определяют по их окислительной способности, численно
выражаемой через редокс-потенциал , который рассчитывается
по уравнению Нернста:
 = 0+
0.059
lg(Cок / C восст) ,
n
где 0 - стандартный электродный потенциал данного процесса,
n- количество принятых электронов, Cок и C восст - концентрации
окисленной и восстановленной форм соответственно.
Чем больше значение , тем сильнее окислительные
свойства окисленной формы данного соединения.
Направление окислительно-восстановительной реакции
определяется по величине электродвижущей силы (E):
E = (ок) - (вос)
Если E > 0, прямая реакция возможна. Если E < 0, прямая
реакция невозможна (реакция идет в обратном направлении).
Стандартная электродвижущая
сила
E0 связана со
0
стандартной энергией Гиббса G
0
0
nFE =0 - G
С другой стороны, G
определяет константу
равновесия реакции K:
50
0
G = - 2.3RT lg K
Таким образом,
nFE 0 = 2.3RT lg K
При температуре 25 0 C (298 K), уравнение принимает вид:
nE 0
lg K =
.
0.059
Все окислительно-восстановительные реакции можно
разделить на три группы:
1).
Реакции
межмолекулярного
окислениявосстановления - это реакции, в которых обмен электронами
происходит между атомами, находящимися в различных
молекулах:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu .
2).
Реакции
внутримолекулярного
окислениявосстановления - в таких реакциях окислитель и восстановитель
находятся в одном и том же веществе:
2КClO3 = 2KCl + 3O2.
3). Реакции диспропорционирования, в которых одни и те
же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как
окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы
имеют промежуточные степени окисления и являются
одновременно окислителем и восстановителем:
3К2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
Cоставление
восстановления.
уравнений
реакций
окислисления-
Метод полуреакций основан на составлении ионных
уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом
рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на
направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном
методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В
ионную схему включают
ионы и молекулы, проявляющие
окислительно-восстановительные свойства, а также ионы,
характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н+ и молекулы
51
воды, в щелочной среде - ионы ОН  и молекулы воды, в
нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н+ или ОН  ):
Ca + HNO3 (разб)  NH4NO3 + ...
Ca0 - 2 e  Ca2+
 4

+
+
NO3 + 10H + 8 e  NH4 + 3H2O  1
4Ca0 + NO3  + 10H+  4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
4Ca + 10HNO3 (разб)  4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Примеры некоторых полуреакций с участием наиболее
типичных окислителей и восстановителей:
Концентрированная серная кислота
SO4 + 8H+ + 6e = S + 4H2O
SO42  + 4H+ + 2e = H2SO3 + H2O
Азотная кислота

+
NO3 + 10H + 8e = NH4+ + 3H2O

NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O

NO3 + 3H+ + 2e = HNO2 + H2O

NO3 + 2H+ + e = NO2 + H2O
Соединения марганца

+
MnO4 + 8H + 5e = Mn2+ + 4H2O


MnO4 + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4OH

MnO4
+ e = MnO42 
Соединения хрома
2
+
Cr2O7 + 14H + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

CrO42  + 4H2O + 3e = Cr(OH)63  + 2OH
Пероксид водорода

H2O2 + 2e = 2OH
H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O
2H+ + O2 + 2e = H2O2

2H2O + O2 + 2e = H2O2 + 2OH
2
52
Цель работы. Изучение окислительно-восстановительных
свойств
различных
веществ,
типов
окислительновосстановительных реакций, а также методов составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).
Порядок работы.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия
в различных средах.
В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO4.
Затем в первую добавьте 5 капель 2N раствора серной кислоты, во
вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель
2N раствора щелочи.
После этого во все три пробирки добавьте по каплям
раствор сульфита натрия Na2SO3 до видимого изменения цвета
растворов.
Напишите
уравнения
реакций,
рассчитайте
их
электродвижущую силу.
Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия (Cr +6)
Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К2Cr2O7 , 3 мл
раствора 2N серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI .
Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального
клейстера выделение свободного иода. Напишите уравнение
реакции, рассчитайте ее электродвижущую силу.
Опыт 3. Восстановительные свойства иона Cr +3.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли трехвалентного
хрома, добавьте по каплям раствора щелочи до растворения
образующегося осадка Cr(OH)3 и затем по каплям раствор
пероксида водорода до изменения окраски раствора. Напишите
уравнение реакции, рассчитайте ее электродвижущую силу.
53
Опыт 4. Окислительно-восстановительные
пероксида водорода.
свойства
a). Налейте в пробирку 3 капли раствора KI, добавьте 2
капли разбавленной серной кислоты и 3 капли 3%-ного раствора
H2O2. Наблюдайте изменение цвета раствора. Напишите уравнение
реакции, рассчитайте ее электродвижущую силу.
б). Налейте в пробирку 6 капель раствора KMnO4, добавьте
2 капли разбавленной серной кислоты и по каплям 3%-ный
раствор H2O2 до исчезновения окраски раствора перманганата
калия. Наблюдайте выделение кислорода. Напишите уравнение
реакции, рассчитайте ее электродвижущую силу.
Опыт 5. Окисление катиона d-элемента.
Налейте в пробирку 2 капли раствора соли марганца (II),
добавьте 5-6 капель разбавленной азотной кислоты и несколько
кристалликов висмутата натрия NaBiO3. Наблюдайте появление
малиновой окраски HMnO4.
Напишите уравнение реакции,
рассчитайте ее электродвижущую силу.
Опыт 6. Восстановительные свойства р-элементов.
Налейте в пробирку 3-4 капли раствора SnCl2, добавьте
NaOH до растворения осадка и 2-3 капли раствора нитрата
висмута (III) Bi(NO3)3. Наблюдайте выделение металлического
висмута.
Напишите уравнение реакции, рассчитайте ее
электродвижущую силу.
54
Типовые задачи.
1. Закончите уравнения окислительно-восстановительных
реакций, расставьте коэффициенты:
(a) K2S + KMnO4 + H2SO4 =
(б) KI + K2Cr2O7 + H2 SO4 =
( в) KMnO4 + H2O2 =
2. Определите направление протекания окислительновосстановительных реакций:
(a) H2O2 + HClO = HCl + O2 + H2O
(б) H3PO4 + 2HI = H3PO3 + I2 + H2O
3. Определите, можно ли восстановить соль железа (III)
до железа (II) в водном растворе с помощью (a)
бромида калия, (b) иодида калия?
4. Рассчитайте константы
равновесия
следующих
окислительно-восстановительных реакций:
(а) Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
(б) Sn + Pb(CH3COO)2 = Sn(CH3COO)2 + Pb
Лабораторная работа 10
Комплексные соединения
Теоретические основы. Комплексными соединениями
называются соединения, которые образованы из отдельных,
способных к самостоятельному существованию сравнительно
простых химических частиц (катионов, анионов, молекул).
Примерами
комплексных
соединений
могут
служить
Na3[Co(NO2)6]; [Cu(NH3)4]SO4; K4[Fe(CN)6].
Один из атомов комплексного соединения, обычно
положительно заряженный катион металла, занимает центральное
место
в
комплексе
(центральный
ион
или
ионкомплексообразователь). Нейтральные молекулы или ионы с
противоположным зарядом (лиганды) образуют с центральным
55
ионом химические связи по донорно-акцепторному механизму.
Центральный ион и лиганды образуют внутреннюю сферу
комплексного соединения (комплексный ион). Противоположно
заряженные ионы, электростатически связанные с комплексным
ионом и нейтрализующие его заряд, носят название внешней
сферы комплекса.
Общее число химических связей, которые образует с
лигандами
ион-комплексообразователь,
называется
координационным числом центрального иона. Число химических
связей, образованных одним лигандом с центральным атомом,
называется дентатностью лиганда. Выделяют моно-, би- и
полидентатные лиганды.
Большинство
комплексных
соединений
являются
электролитами. В растворах они необратимо диссоциируют на
внутреннюю и внешнюю сферу (первичная диссоциация):

[Cu(NH3)4]SO4  [Cu(NH3)4]2+ + SO42
Комплексный ион способен к вторичной диссоциации и
является слабым электролитом (обратимая и ступенчатая
диссоциация):

[Cu(NH3)4]2+ 
[Cu(NH3)3]2+ + NH3
[Cu(NH3)3]2+


[Cu(NH3)2]2+ + NH3
[Cu(NH3)2]2+


[Cu(NH3)]2+ + NH3


Cu2+ + NH3
[Cu(NH3)]2+
Суммарный процесс:
[Cu(NH3)4]2+


Cu2+ + 4NH3
Каждый из этих обратимых процессов характеризуется
константой равновесия, которая носит название константа
нестойкости комплексного иона (ступенчатая или общая).
Чем меньше величина константы нестойкости, тем более
устойчиво комплексное соединение.
Смещение равновесие реакции диссоциации комплексного
иона подчиняется всем описанным ранее правилам смещения
56
химического равновесия: равновесие смещается в сторону более
полного связывания молекул и ионов в растворе в молекулы или
ионы слабых электролитов (равновесие химической реакции
смещается в сторону образования более устойчивого
комплексного соединения.
В соответствии с характером диссоциации комплексных
соединений выделяют анионные, катионные или нейтральные
комплексы.
В катионных комплексах внутренняя сфера имеет
положительный заряд (комплексный катион). Лигандами в этом
случае обычно являются нейтральные молекулы: [Cr(H2O)6]Cl3,
[Co(NH3)6]Cl3.
В анионных комплексах комплексный ион заряжен
отрицательно, в качестве лигандов выступают анионы: K2[HgI4],
Na[Sb(OH)6].
Лигандами в нейтральных комплексах являются как
анионы, так и нейтральные молекулы: [Pt(NH3)2Cl2]. Внешняя
сфера отсутствует и первичная диссоциация не происходит.
Цель работы. Изучение свойств комплексных соединений
и их реакций в растворах.
Порядок работы.
Опыт 1. Образование комплексных соединений.
Налейте в отдельные пробирки по 5-6 капель солей меди
(II), никеля (II) и цинка. По каплям добавляйте раствор NH4OH.
Запишите цвета образующихся осадков. Добавьте в пробирки
избыток гидроксида аммония и наблюдайте процессы образования
комплексных аммиакатов. Оставьте пробирки для следующего
опыта. Запишите уравнения реакций образования комплексных
соединений. Выпишите значения их констант нестойкости и
сравните устойчивость комплексных соединений.
57
Опыт 2. Разрушение комплексных соединений под
действием сильных электролитов.
По каплям добавьте к растворам комплексных аммиакатов,
полученных в опыте 1, разбавленную азотную кислоту и
наблюдайте процессы разрушения комплексов. Запишите
уравнения реакций.
Опыт 3. Образование и свойства комплексных соединений
Cd2+ и Hg2+.
Налейте в отдельные пробирки по 5-6 капель солей Cd2+ и
Hg2+. По каплям добавляйте насыщенный раствор Na2SO3.
Наблюдайте образование осадков сульфитов металлов и их
дальнейшее растворение с образованием комплексных соединений
типа Na2[M(SO3)2], M= Cd2+ или Hg2+.
Добавьте к растворам комплексных соединений раствор
NaOH. Выпадают ли осадки гидроксидов кадмия и ртути?
Сравните константы нестойкости комплексных ионов и сделайте
вывод.
Опыт 4. Диссоциация комплексных соединений и двойных
солей.
а). Налейте в три отдельные пробирки по 5-6 капель
двойной соли NH4Fe(SO4)2.
В
первую
пробирку
добавьте
3-4
капли
концентрированного раствора гидроксида натрия NaOH, нагрейте
пробирку и понюхайте выделяющиеся пары. Запишите
наблюдения.
Во вторую пробирку добавьте 2-3 капли раствора BaCl2 , а
в третью – раствора KSCN. Запишите наблюдения и сделайте
вывод о диссоциации двойной соли. Запишите все уравнения
химических реакций.
б). Налейте в две отдельные пробирки по 3-5 капель
раствора K3[Fe(CN)6] и добавьте в них соответственно по 2-3
капли Na3[Co(NO2)6] и KSCN. Запишите наблюдения. Сделайте
вывод о характере диссоциации комплексного соединения.
(Примечание: в присутствии ионов K+ образуется желтый осадок
K2Na[Co(NO2)6] ).
58
Типовые задачи.
1.
2.
3.
4.
Для следующих комплексных соединений укажите: (a)
состав внутренней и внешней сферы; (б) ионкомплексообразователь, его заряд и координационное число;
(в) лиганды и их дентатность; (г) запишите уравнения
реакций первичной и вторичной диссоциации и выражение
константы нестойкости комплексного иона; (д) назовите
комплексные соединения: [Cd(NH3)4]Cl2 ; K2[Cd(CN)4]
Какое из приведенных выше комплексных соединений
наиболее устойчиво?
Рассчитайте концентрацию ионов серебра в
0,1 M
растворе комплексного соединения хлорида диамминсеребра
(а) в чистой воде; (б) в присутствии избытка аммиака с
концентрацией 1 моль/л.
В каком случае возможна реакция обмена лигандов во
внутренней сфере комплексных соединений? Запишите
уравнения реакций в молекулярном и ионном видах и
рассчитайте константу равновесия реакций:
(a) K2[HgI4] + KCN =
(b) K[Ag(CN)2] + NH3 =
59
Лабораторная работа 11
Качественный анализ катионов и анионов
Теоретические
основы.
Химические
методы
качественного анализа основаны на аналитических реакциях,
которые имеют специфический эффект (выпадение осадка,
выделение газа или изменение цвета раствора) для одного или
нескольких ионов, присутствующих в исследуемом растворе. В
том случае, если аналитическая реакция характерна для одного
иона, ее называют
специфической. Например, реакция
образования желтого осадка гексанитрокобальтата (III) калия
является специфической:
2KCl + Na3[Co(NO2)6]  K2Na[Co(NO2)6]  + 2NaCl
желтый осадок
В том случае, когда аналитическая реакция имеет сходный
эффект для нескольких ионов, она носит название групповой. В
частности, ионы Ba2+ образуют белые кристаллические осадки с
ионами SO42  , PO43  и CO32  , поэтому нитрат бария – групповой
реагент для определения этих ионов.
Качественный анализ можно условно разделить на две
части: анализ катионов и анализ анионов. В зависимости от
отношения ионов к различным групповым реагентам катионы и
анионы делятся на аналитические группы.
КЛАССИФИКАЦИЯ КАТИОНОВ
В основе классификации катионов лежит их различие во
взаимодействии с кислотами и основаниями.
Первая аналитическая группа катионов
содержит
+
+
+
ионы NH4 , Na и K . Группа не имеет специфического реагента,
большинство солей на основе этих ионов хорошо растворимы в
воде.
Вторая аналитическая группа катионов включает ионы
Ag+, Pb2+ и Hg22+. Групповым реагентом является соляная кислота
60
HCl,
в
присутствии
которой
происходит
осаждение
малорастворимых хлоридов вышеуказанных металлов.
В состав третьей аналитической группы катионов
входят ионы Ba2+ и Ca2+, которые образуют белые кристаллические
осадки сульфатов кальция и бария при действии на раствор серной
кислоты (групповой реагент).
Четвертая аналитическая группа катионов объединяет
ионы, основания которых проявляют амфотерные свойства - Al3+,
Cr3+, Zn2+. Групповой реагент – избыток NaOH, который осаждает
катионы всех остальных групп (кроме первой) и переводит
катионы четвертой группы в форму гидроксокомплексов.
Пятая аналитическая группа катионов содержит ионы
Fe2+, Fe3+, Mn2+. Гидроксид аммония NH4OH (групповой реагент)
переводит их в осадок соответствующих гидроксидов, которые
нерастворимы в избытке реагента.
К ионам шестой аналитической группы относятся Cu2+,
Co2+, Ni2+, которые образуют растворимые комплексные
аммиакаты в присутствии избытка NH4OH (групповой реагент).
КЛАССИФИКАЦИЯ АНИОНОВ
В основе аналитической классификации анионов лежит их
различное отношение к солям бария и серебра.
Первая аналитическая группа анионов образована
анионами SO42  , PO43  и CO32  . Эти ионы образуют белые
кристаллические осадки в присутствии нитрата бария, который
является групповым реагентом.
Вторая аналитическая группа анионов включает ионы

Cl , Br  и I  . Групповой реагент – нитрат серебра, который
осаждает вышеуказанные ионы.
Третья аналитическая группа анионов содержит такие
ионы, как NO3  , NO2  и CH3COO  . Большинство солей на
основе этих ионов хорошо растворимо в воде. Групповой реагент
отсутствует.
61
Цель работы. Изучение аналитических реакций катионов
и анионов и определение состава неизвестного раствора.
Порядок работы.
Опыт 1. Качественные реакции катионов и анионов.
Проведите аналитические реакции катионов и анионов,
описанные ниже. Обратите внимание на внешний эффект реакций.
Результаты оформите в виде таблицы:
Группа Ион Реагент Условия
Уравнение
реакции
Наблюдения
1. Аналитические реакции катионов первой группы
Реакция иона аммония
Концентрированные растворы щелочей выделяют аммиак в
газообразном виде из растворов солей аммония.
Налейте в фарфоровую чашку 1 мл раствора соли аммония,
добавьте 1 мл концентрированного раствора NaOH и закройте
часовым стеклом с прикрепленной индикаторной бумажкой,
пропитанной раствором фенолфталеина (газовая камера).
Наблюдайте изменение цвета индикаторной бумаги.
Реакция иона натрия
Ионы натрия в растворе можно определить с помощью
гексагидроксистибата (V) калия K[Sb(OH)6].
Возьмите в пробирку 3-5 капель любой соли натрия и
добавьте такое же количество раствора K[Sb(OH)6] (реакция идет в
нейтральной среде). Охладите пробирку под струей холодной
воды и потрите стеклянной палочкой стенку пробирки. В
присутствии ионов натрия выпадает белый кристаллический
осадок Na[Sb(OH)6] .
62
Реакция иона калия
Специфическим реактивом на ионы калия в растворе
служит гексанитрокобальтат (III) натрия Na3[Co(NO2)6].
Подкислите
раствор,
содержащий
соль
калия,
разбавленным раствором уксусной кислоты (рН = 5) и добавьте
несколько кристаллов Na3[Co(NO2)6]. Образование желтого осадка
K2Na[Co(NO2)6] доказывает присутствие ионов калия в растворе.
Ионы аммония мешают определению, поэтому в случае их
присутствия в растворе их необходимо удалить кипячением в
присутствии NaOH.
2. Аналитические реакции катионов второй группы
Реакция иона Ag(I)
Соляная кислота образует с Ag+ белый осадок хлорида
серебра, который растворяется в избытке NH4OH с образованием
комплексного соединения состава.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и
добавьте 2 капли разбавленного раствора соляной кислоты.
Наблюдайте образование осадка AgCl и его растворение в избытке
NH4OH.
Реакция иона Hg (I)
Соляная кислота HCl образует в присутствии ионов Hg22+
белый осадок, разлагающийся под действием NH4OH:
Hg22+ + 2Cl   Hg2Cl2 
Hg2Cl2  + 2NH4OHконц.  [HgNH2]Cl  + Hg  + NH4Cl + 2H2O
белый осадок
черный осадок
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата ртути (I)
и добавьте 2 капли разбавленного раствора соляной кислоты.
Наблюдайте образование белого осадка и изменение его цвета в
присутствии NH4OH.
63
Реакции иона Pb (II)
a) В присутствии соляной кислоты образуется белый
осадок PbCl2, растворимый в горячей воде.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата свинца
(II) и добавьте 2 капли разбавленного раствора соляной кислоты.
Наблюдайте
образование
белого
осадка.
Добавьте
дистиллированной воды и нагрейте раствор на водяной бане.
б) В присутствии иодида калия образуется желтый осадок
иодида свинца (II), который растворяется в горячей воде и
кристаллизуется в виде желтых игольчатых кристаллов при
охлаждении (золотой дождь).
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата свинца
(II) и добавьте 2 капли раствора иодида калия. Наблюдайте
образование желтого осадка. Добавьте дистиллированной воды и
нагрейте раствор на водяной бане до растворения иодида свинца.
Охладите раствор под струей холодной воды и наблюдайте
выпадение золотисто-желтых игольчатых кристаллов («золотой
дождь»).
3. Аналитические реакции катионов III группы
Реакция иона кальция
Оксалат аммония (NH4)2C2O4 осаждает ионы Ca2+ в виде
белого кристаллического осадка, растворимого в сильных
кислотах и избытке уксусной кислоты (при проведении реакции
обратите внимание на рН раствора (нейтральная или слабокислая
среда).
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата или
хлорида кальция и добавьте 2 капли раствора оксалата аммония.
Наблюдайте образование белого осадка. Испытайте растворимость
осадка в разбавленных соляной и уксусной кислотах.
64
Реакции иона бария
(а) В присутствии серной кислоты ионы Ba2+образуют
белый кристаллический осадок, нерастворимый в кислотах и
щелочах.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата или
хлорида бария и добавьте 2 капли разбавленного раствора серной
кислоты. Наблюдайте образование белого осадка. Испытайте
растворимость осадка в кислотах и щелочах.
(б) В нейтральных растворах в присутствии K2CrO4 или
K2Cr2O7 образуется желтый кристаллический осадок BaCrO4,
который растворим в сильных кислотах.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата или
хлорида бария и добавьте 2 капли раствора хромата калия.
Наблюдайте образование желтого осадка. Испытайте его
растворимость в соляной и уксусной кислотах.
4. Аналитические реакции катионов IV группы
Реакция иона алюминия
Органическое соединение ализарин C11H6O2(OH)2 образует
с гидроксидом алюминия малорастворимое комплексное
соединение розового цвета.
Поместите на фильтровальную бумагу 1-2 капли любой
соли алюминия и подержите ее в парах аммиака (над открытой
склянкой с концентрированным раствором гидроксида аммония).
Добавьте 1 каплю раствора ализарина и снова поместите бумагу в
пары NH3 на 1-2 минуты. Высушите фильтровальную бумагу над
пламенем горелки и наблюдайте образование розового пятна
алюминиевого комплекса. (Фиолетовая окраска пятна обусловлена
аммонийной солью ализарина, которая разлагается при
нагревании).
65
Реакция иона хрома (III)
Пероксид водорода в щелочных растворах переводит ион
хрома (III) в CrO42  (хромат-ион).
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора любой соли хрома
(III), добавьте 6-7 капель раствора NaOH до образования зеленого
раствора Na3[Cr(OH)6], а затем – 3-4 капли 10%-ного раствора
H2O2. Нагрейте раствор. Обратите внимание на изменение цвета.
(Выделение газа обусловлено процессом разложением пероксида
водорода, катализатором которого служат хромат-ионы).
Реакция иона цинка
Дитизон (дифенилтиокарбазон)
S=C 
NH  NH C6 H 5
N  N C6 H 5
образует с ионами цинка в слабокислой среде комплексное
соединение красного цвета, растворимое в хлороформе CHCl3.
Возьмите в пробирку 2-3 капли любой соли цинка,
добавьте 2-3 капли ацетатного буферного раствора и 2-3 капли
раствора дитизона в хлороформе. Встряхните пробирку и
наблюдайте изменение цвета органического слоя.
5. Аналитические реакции катионов V группы
Реакция иона железа (II)
Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная
кровяная соль) образует в присутствии ионов Fe (II) темно-синий
осадок KFe[Fe(CN)6].
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата железа
(II) и добавьте 2 капли раствора K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте
образование осадка.
66
Реакции иона железа (III)
(а) Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая
кровяная соль) образует в присутствии ионов Fe (III) темно-синий
осадок KFe[Fe(CN)6].
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида или
сульфата железа (III) и добавьте 2 капли раствора K4[Fe(CN)6].
Наблюдайте образование осадка.
(б) Тиоцианат (роданид) аммония NH4SCN (или калия
KSCN) образует в присутствии ионов Fe (III) кроваво-красный
раствор комплексного соединения:
Fe3+ + n SCN   [Fe(SCN)n]3  n
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида или
сульфата железа (III) и добавьте 2 капли раствора роданида
аммония. Наблюдайте изменение цвета раствора.
Реакция иона марганца (II)
В присутствии азотной кислоты висмутат натрия NaBiO3
окисляет ионы марганца (II) до марганцевой кислоты HMnO4.
Возьмите в пробирку 1-2 капли раствора нитрата или
хлорида марганца (II), добавьте 1 мл разбавленной азотной
кислоты и несколько кристалликов NaBiO3. Обратите внимание на
изменение цвета раствора.
6. Аналитические реакции катионов V группы
Реакция иона меди (II)
Гидроксид аммония образует с ионами меди Cu (II) темносиний раствор комплексного соединения [Cu(NH3)4]2+. В
присутствии ионов металлов, образующих нерастворимые
основания, отделите их осадок на центрифуге и наблюдайте
темно-синий цвет раствора.
67
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида или
сульфата меди (II) и добавьте разбавленный раствор гидроксида
аммония до изменения цвета раствора.
Реакция иона кобальта (II)
NH4SCN (или KSCN) в присутствии органических
растворителей образует с ионами Со (II) растворимое комплексное
соединение голубого цвета:
Co2+ + 4 SCN   [Co(SCN)4]2 
Налейте в пробирку 2-3 капли раствора хлорида кобальта
(II), добавьте несколько кристаллов NH4SCN (или KSCN) и 4-5
капель изоамилового спирта или его смеси с эфиром. Встряхните
пробирку и наблюдайте появление синего окрашивания
органического слоя.
Если в растворе одновременно присутствуют ионы Co (II)
и Fe (III), синее окрашивание раствора не появляется, так как
железо образует с роданид-ионами более прочное комплексное
соединение, которое окрашивает раствор в кроваво-красный цвет.
Для отделения ионов Co (II) следует добавить к раствору немного
кристаллического KF (или NH4F). В этом случае происходит
маскирование ионов Fe (III) (перевод в более прочное бесцветное
комплексное соединение K3[FeF6]). Поэтому красная окраска
раствора не проявляется, и можно открыть ионы Co (II) в
присутствии ионов Fe (III).
Реакция иона Ni (II)
Органический реагент – диметилглиоксим (реактив
Чугаева), C4H8N2O2, образует с ионами никеля (II) розовый осадок
диметилглиоксимата никеля. Реакция идет в слабощелочной среде
в присутствии разбавленного раствора NH4OH (pH=9):
Ni2+ + 2NH4OH + 2 C4H8N2O2  Ni(C4H7N2O2)  + 2NH4+ + 2H2O
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида или
сульфата никеля (II), добавьте несколько капель разбавленного
68
раствора
гидроксида
аммония
и
2
капли
раствора
диметилглиоксима (реактива Чугаева). Наблюдайте образование
осадка.
7. Аналитические реакции некоторых анионов
Реакция сульфат-ионов SO42
Ионы бария образуют с сульфат-ионами белый
кристаллический осадок BaSO4, который нерастворим в сильных
минеральных кислотах.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата любого
металла и добавьте 2 капли раствора нитрата или хлорида бария.
Наблюдайте образование белого осадка. Испытайте растворимость
осадка в разбавленной азотной кислоте.
Реакция фосфат-ионов РO43
Ионы бария образуют с фосфат-ионами белый
кристаллический осадок BaНРO4, который растворим в сильных
минеральных кислотах.
Возьмите в пробирку 2-3 капли раствора фосфата натрия
или калия и добавьте 2 капли раствора нитрата или хлорида бария.
Наблюдайте образование осадка. Испытайте растворимость осадка
в разбавленной азотной кислоте. Сравните растворимость фосфата
бария с растворимостью сульфата бария.
Реакции карбонат-ионов СO32
Ионы бария образуют с карбонат-ионами белый
кристаллический осадок, который растворим в кислотах с
выделением газа (СО2).
Налейте в пробирку несколько капель карбоната натрия и
добавьте раствор хлорида бария. Наблюдайте образование осадка
карбоната бария. Добавьте несколько капель разбавленного
69
раствора азотной кислоты. Выделение газа свидетельствует о
присутствии в растворе карбонат-ионов.
Реакции хлорид- и иодид-ионов Cl и I
В присутствии хлорид-ионов ионы серебра образуют
белый осадок AgCl, который растворим в избытке аммиака с
образованием комплексного соединения:
AgCl + 2NH3  [Ag(NH3)2]Cl
Подкисление
раствора
приводит
к
разрушению
комплексного соединения и образования осадка AgCl.
Осадок AgI – светло-желтый, в избытке аммиака не
растворяется.
Возьмите две пробирки и добавьте в одну 2-3 капли
раствора хлорида натрия, а в другую – 2-3 капли раствора иодида
натрия. Добавьте в каждую пробирку 2 капли раствора нитрата
серебра. Наблюдайте образование осадков хлорида и иодида
серебра (сравните цвета осадков). Добавьте в каждую пробирку
разбавленный раствор гидроксида аммония. В какой из пробирок
осадок растворился? Подкислите раствор, содержащий хлорид
диамминосеребра, и наблюдайте образование белого осадка AgCl.
Реакция нитрат-ионов NO3
Дифениламин (C6H5)2NH окисляется нитрат- и нитритионами с образованием продуктов, окрашенных в темно-синий
цвет.
Налейте в пробирку несколько капель раствора,
содержащего нитрат- или нитрит-анионы, и добавьте (по стенке
пробирки) 1 каплю дифениламина (соблюдайте осторожность –
соединение растворено в концентрированной серной кислоте!).
Наблюдайте образование темно-синего пятна на стенке пробирки.
70
Лабораторная работа 12
Качественный анализ смеси ионов
Качественный анализ смеси ионов проводят с
использованием дробного или систематического анализа.
В процессе дробного анализа используют специфические
реакции ионов. Открытие проводят в отдельных пробах раствора в
присутствии всех остальных ионов. Метод дробного анализа
можно использовать для анализа раствора, содержащего
небольшое число ионов.
Систематический анализ предполагает предварительное
разделение ионов смеси на аналитические группы (осаждение с
использованием групповых реагентов). Образующиеся осадки
переводят в растворимые формы и получают растворы,
содержащие ионы одной аналитической группы, которые
открывают с использованием специфических реакций.
Катионы и анионы обычно открывают независимо друг от
друга.
Порядок работы.
Предварительные испытания раствора
Перед началом исследования обратите внимание на
цвет раствора и сравните его с цветами отдельных
ионов. Сделайте предварительное заключение о
возможном составе анализируемого раствора.
2.
Используя универсальный индикатор, измерьте рН
раствора. Обратите внимание на тот факт, что в
сильнощелочных
растворах
невозможно
существование ионов аммония (он выделяется в виде
аммиака) и ионов металлов, которые образуют
нерастворимые основания. В сильнокислых растворах
невозможно
существование
карбонат-ионов
(выделение СО2).
1.
71
1. Анализ анионов
1. Возьмите в пробирку 2 – 3 капли исследуемого раствора
и добавьте 2 – 3 капли нитрата бария. Образование белого осадка
служит указанием на присутствие анионов 1-ой аналитической
группы. Добавьте избыток разбавленной азотной кислоты и,
используя различные внешние эффекты (сохранение осадка,
выделение газа или растворение осадка без выделения газа),
сделайте заключение о присутствии в растворе сульфат-, карбонатили фосфат-ионов.
2. Возьмите в пробирку 2 – 3 капли исследуемого раствора
и добавьте 2 капли азотной кислоты и 1 каплю раствора нитрата
серебра. Образование осадка указывает на присутствие в растворе
анионов 2-ой аналитической группы. Исследуйте растворимость
осадка в избытка гидроксида аммония и сделайте вывод о
присутствии в растворе конкретного аниона (осадок AgI в отличие
от AgCl не растворяется в избытке NH4OH).
3. Используя отдельную пробу раствора (2 – 3 капли),
проведите качественную реакцию нитрат-иона и сделайте вывод о
его присутствии в исследуемом растворе.
2. Анализ катионов
1. Еще раз обратите внимание на цвет раствора. В том случае,
если он не имеет цвета, можно утверждать, что в нем
отсутствуют окрашенные ионы: Cr3+ (фиолетовый),
Fe3+
2+
2+
2+
(желтый), Cu (голубой), Co (розовый), Ni (зеленый). Если
раствор окрашен, сделайте предположение о его составе
(обратите внимание на то, что зеленый цвет, например, может
означать не только присутствие ионов никеля, но и наличие
смеси Fe3+ и Cu2+.
2. Используя дробный анализ, проведите в отдельных пробах
раствора специфические реакции (методику их выполнения
72
смотрите в предыдущей лабораторной работе) и определите
присутствие следующих катионов:
(a) NH4+ (проба с NaOH);
(б) Fe2+ (проба с K3[Fe(CN)6]);
(в) Fe3+ (проба с NH4SCN);
(г) Mn2+ (проба с NaBiO3);
(д) Cr3+ (проба с H2O2).
Обратите внимание на то, что ионы Fe3+ почти всегда
присутствуют в виде примеси в растворах, содержащих ионы
Fe2+.
3. Остальные
ионы
открываются
с
использованием
систематического анализа, предполагающего предварительное
разделение ионов на аналитические группы.
Систематический анализ катионов
1. Осаждение хлоридов катионов второй
аналитической группы
(a) Налейте в центрифужную (коническую) пробирку 2-3
мл изучаемого раствора и добавьте 1 – 2 мл разбавленного
раствора HCl. Образование осадка служит указанием на то, что в
растворе присутствуют катионы 2-ой аналитической группы.
Используя центрифугу, отделите осадок, перелейте раствор
(центрифугат) в отдельную пробирку. Используйте осадок 1 и
центрифугат 1 для дальнейшего раздельного изучения.
Осадок 1
PbCl2, Hg2Cl2, AgCl
Центрифугат 1
Катионы I, III, IV, V, VI аналит. групп
Анализ катионов II аналитической группы
(б) Промойте осадок 1 дистиллированной водой. Для этого
добавьте к нему 1 мл дводы, размешайте стеклянной палочкой,
отцентрифугируйте (отделите осадок от раствора на центрифуге) и
слейте раствор над осадком в раковину. Отделите ионы Pb2+,
73
используя повышенную растворимость хлорида свинца в горячей
воде. Для этого добавьте к осадку 2-3 мл горячей
дистиллированной воды, хорошо перемешайте и центрифугируйте.
Осадок 2
AgCl, Hg2Cl2
Центрифугат 2
Pb2+
(в) Определите присутствие в центрифугате 2 ионов Pb2+ ,
используя специфическую реакцию (проба с KI).
(г) Добавьте 2-3 мл концентрированного раствора NH4OH
к осадку 2 и перемешайте. Центрифугируйте раствор.
Осадок 3
[HgNH2]Cl + Hg
Центрифугат 3
[Ag(NH3)2]+
(д) Изменение цвета осадка на черный или серый
подтверждает присутствие в растворе ионов Hg22+ (сохранение
белого цвета осадка означает, что вам не удалось полностью
перевести в раствор осадок PbCl2).
(е) Добавьте к центрифугату 3 3-4 мл концентрированного
раствора HNO3. В том случае, если в растворе находятся ионы
серебра, добавление азотной кислоты приведет к разрушению
комплексного соединения и выпадению осадка хлорида серебра.
Сделайте вывод о присутствии ионов Ag+ в изучаемом растворе.
2. Осаждение сульфатов катионов третьей
аналитической группы
(a) Налейте в центрифужную пробирку 2-3 мл
центрифугата 1 и добавьте 2-3 мл разбавленного раствора H2SO4 и
1-2 мл этанола для понижения растворимости CaSO4.
74
Перемешайте и нагрейте раствор на водяной бане в течение 2-3
минут, затем центрифугируйте.
Осадок 4
CaSO4, BaSO4
Центрифугат 4
Катионы I, IV, V, VI аналит. групп
Анализ катионов III аналитической группы
(б) Перенесите осадок 4 в фарфоровую чашку и добавьте 23 мл насыщенного раствора карбоната натрия. Перемешайте и
нагрейте на водяной бане в течение 2-3 минут. Осторожно слейте
раствор с осадка. Повторите процедуру еще 2 раза.
Осадок 5
CaCO3, BaCO3
(в) Добавьте в фарфоровую чашку, содержащую смесь
сульфатов и карбонатов кальция или бария, 2-3 мл разбавленного
раствора уксусной кислоты. В том случае, если растворение осадка
не полное, перенесите раствор с осадком в центрифужную
пробирку и отделите раствор от осадка. Осадок отбросьте, а
центрифугат 5 исследуйте дальше.
Центрифугат 5
Ca2+, Ba2+
(г) Возьмите в центрифужную пробирку 1-2 мл
центрифугата 5 и проведите специфическую реакцию на ионы Ba2+
(проба с хроматом бария). Отцентрифугируйте осадок BaCrO4 и
добавьте к раствору раствор оксалата аммония (проба на ионы
Cа2+). Сделайте вывод о присутствии ионов бария и кальция в
исследуемом растворе.
75
3. Осаждение гидроксидов катионов V и VI
аналитических групп
(a) Возьмите 2-3 мл центрифугата 4 в центрифужную
пробирку и добавьте избыток NaOH. Перемешайте и отделите
осадок от раствора.
Осадок 6
Cu(OH)2, Co(OH)2, Mn(OH)2,
Ni(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3
Центрифугат 6
K , Na+, [Al(OH)6]3  ,
[Cr(OH)6]3  , [Zn(OH)4]2 
+
(б) Растворите осадок 6 в разбавленной азотной кислоте и
проанализируйте получившийся раствор дробным методом на
присутствие в нем ионов:
- Cu2+ ( проба с NH4OH);
- Co2+ ( проба с NH4SCN);
- Ni2+ ( проба с диметилглиоксимом).
(Обратите внимание на то, что если в растворе
присутствуют ионы Fe3+, перед открытием ионов кобальта
добавьте к раствору несколько кристаллов NH4F)
4. Анализ центрифугата 6
Добавьте к центрифугату 6 1-2 мл раствора HCl и
проанализируйте полученный раствор дробным методом.
Определите присутствие следующих ионов:
- K+ ( проба с Na3[Co(NO2)6] );
- Al3+ ( проба с ализарином);
- Zn2+ (проба с дитизоном).
76
5. Открытие ионов натрия
Повторите процедуру 3а, добавляя к центрифугату 4
избыток КОН вместо NaOH. Отделите раствор от осадка и
откройте в центрифугате ионы Na+ (проба с K[Sb(OH)6] ).
Проанализируйте полученные результаты и сделайте вывод
о том, какие ионы присутствуют в исследованном вами растворе.
Форма лабораторного отчета.
Раствор № …..
Цвет раствора - ……
рН = ……
В растворе обнаружены следующие ионы:
а) …. (ион, аналитическая реакция, условия ее
проведения и наблюдаемый эффект);
б) ……
в) …. (и т.д.)
5. Возможные формулы солей: …….
1.
2.
3.
4.
77
Лабораторная работа 13
Приготовление раствора кислоты заданной концентрации
Теоретические основы.
Растворы - это гомогенные
системы переменного состава. Они состоят из растворителя и
растворенного вещества, соотношение между которыми
определяется концентрацией раствора.
Способы выражения концентрации раствора:
а) массовая доля раствора (процентная концентрация)
показывает массу растворенного вещества в 100 г раствора
mB  BA
100%
mP  PA
=
(например, 3%-ный раствор NaOH, раствор NaOH с =3% или
 =0,03);
б) молярная концентрация раствора (молярность)
показывает количество растворенного вещества в 1 л раствора
СМ =
mB BA
n

V M B BA  V
(например 2 М раствор HCl или раствор HСl с СМ = 2 моль/л);
в) молярная концентрация эквивалента (нормальная
концентрация или нормальность) показывает количество
эквивалентов вещества в 1 л раствора
Cн =

V

mB  BA
M Э( B  BA)  V
(например, 0,1н раствор НNO3 или раствор НNO3 c Cн =0,1 моль/л).
Цель работы. По плотности исходного раствора соляной
кислоты, экспериментально определенной с помощью ареометра,
78
найти по таблице его концентрацию. Рассчитать объем
концентрированного раствора соляной кислоты и воды,
необходимые для приготовления требуемого объема кислоты
заданной концентрации. Приготовить раствор кислоты.
Порядок работы.
1. Налейте исходный раствор кислоты в цилиндр без
делений примерно на половину его объема.
2. Осмотрите ареометры. Ареометр, рассчитанный на
измерение меньших плотностей, опустите в раствор кислоты в
мерном цилиндре. Если шкала ареометра полностью находится
над поверхностью, замените его на другой - для измерения
больших плотностей. Для снятия показаний на шкалу смотрят
несколько снизу, сквозь толщу раствора. Верхняя видимая при
этом метка соответствует плотности раствора ().
3. В таблице зависимости плотности раствора от
концентрации найдите массовую долю раствора соляной кислоты.
При необходимости проведите интерполяцию.
4. Рассчитайте объемы исходного раствора Vисх и
дистиллированной воды, необходимые для приготовления 250 мл
0,1 н раствора соляной кислоты.
5. Мерным цилиндром объемом 10 мл отмерьте в склянку
рассчитанный объем исходного раствора НCl
и мерным
цилиндром объемом 250 мл - рассчитанный объем
дистиллированной воды.
6. Закройте склянку пробкой и перемешайте содержимое,
опрокидывая склянку не менее 20 раз.
7. На листе бумаги запишите: “HCl  0,1н”, свою фамилию,
номер группы, закрепите его на склянке и оставьте раствор
кислоты до следующего занятия.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Задание: приготовить 250 мл 0,1 н раствора соляной
кислоты. Образец концентрированной кислоты № ..... .
4. Характеристика исходного раствора соляной кислоты:
79
плотность  = .......
интерполяция: ........
массовая доля исходного раствора кислоты  = ...... .
5. Расчеты:
а) масса соляной кислоты, содержащаяся в 250 мл 0,1 N
раствора соляной кислоты
mHCl = MЭ (HCl)  Cн  Vр-ра = .......
б) масса
исходного раствора соляной кислоты,
содержащая рассчитанное количество соляной
кислоты
mисх .р-ра =
mHCl 100%

= ......
в) объем исходного раствора соляной кислоты
Vисх.р-ра = mисх. р-ра /  = ......
г) объем дистиллированной воды
Vводы = 250 - Vисх .р-ра
Контрольные вопросы
Почему, измеряя плотность жидкости, надо сначала
использовать ареометр для измерения меньших плотностей?
2.
На каком законе основано действие ареометра?
3.
Какая масса серной кислоты содержится в 400 мл 0,2 N
раствора?
4.
Пользуясь данными таблицы зависимости плотности от
массовой доли раствора и применив метод интерполяции,
рассчитайте массовую долю раствора соляной кислоты с
плотностью 1,163 г/мл.
1.
80
Лабораторная работа 14
Стандартизация раствора соляной кислоты
Теоретические основы.
Если химическая реакция
происходит между веществами, находящимися в растворах, то
число эквивалентов вещества можно выразить через молярную
концентрацию его эквивалента, то есть
1 = 2
и
Сн 1  V1 = Сн 2  V2
(закон эквивалентов для реакций в растворах).
Точное определение концентрации неизвестного раствора
(стандартизация) проводится с помощью титрования постепенного смешивания реагирующих веществ до достижения
точки эквивалентности. В точке эквивалентности выполняется
закон эквивалентов - реагирующие вещества содержатся в
эквивалентных количествах.
Стандартизацию раствора соляной кислоты
можно
провести с помощью реакции с гидроксидом натрия:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Метод титрования, основанный на реакции нейтрализации
(взаимодействие кислоты со щелочью) носит название кислотноосновное титрование (метод нейтрализации).
Раствор гидроксида натрия с точно известной
концентрацией носит название рабочего (стандартного,
титрованного) раствора.
Точку эквивалентности в процессе кислотно-основного
титрования можно определить с помощью кислотно-основных
индикаторов - веществ, изменяющих свой цвет при изменении
реакции среды. Например, индикатор метилоранж в кислой
среде имеет красную окраску, в нейтральной - оранжевую, а в
щелочной среде - желтую.
Цель работы. Методом кислотно-основного титрования
определить точную концентрацию приготовленного ранее
раствора соляной кислоты. В качестве стандартного раствора
использовать раствор гидроксида натрия, а в качестве индикатора метилоранж. Измерив объем добавленного раствора кислоты,
рассчитать его точную концентрацию.
81
Порядок работы.
1. Ознакомьтесь с установкой для титрования. Она состоит
из бюретки, закрепленной в штативе. Капиллярный конец бюретки
присоединен к ней резиновым шлангом с зажимом. Цена деления
шкалы бюретки 0,1 мл. Пипетка представляет собой стеклянную
трубку, утолщенную посередине. Она позволяет измерять точные
фиксированные объемы (раствор заполняется до метки в верхней
части пипетки).
2. Укрепите бюретку в штативе и промойте ее раствором
кислоты: через воронку залейте в бюретку раствор кислоты выше
нулевой отметки и затем слейте его полностью в стакан, ослабив
для этого зажим бюретки.
3. Снова заполните бюретку раствором кислоты и
заполните ее капиллярный конец, загнув его вверх для облегчения
удаления воздуха.
4. Установите уровень раствора кислоты на нулевой метке.
5. В коническую колбу отмерьте из общей бюретки или
пипеткой 10,0 мл стандартного раствора гидроксида натрия,
добавьте цилиндром 25-30 мл дистиллированной воды и 2-3 капли
метилоранжа, который в присутствии щелочи окрасится в желтый
цвет.
6. Подставив колбу под бюретку, проведите титрование:
добавляйте по каплям раствор кислоты, непрерывно перемешивая
раствор. Титрование окончено, когда добавление очередной капли
раствора NaOH изменит окраску раствора в колбе на
оранжевую (красный цвет раствора означает, что добавлен
избыток кислоты, титрование необходимо повторить).
7. Запишите объем кислоты в бюретке в таблицу (см.
форму лабораторного отчета) с точностью до 0,1 мл.
8. Повторите титрование еще два раза, каждый раз доливая
раствор кислоты в бюретке до нулевого уровня. Расхождение
между измеренными объемами кислоты не должно превышать 0,10,2 мл.
9. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента
раствора соляной кислоты с точностью до 0,0001.
82
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции.
4. Экспериментальные данные:
№ опыта
Объем раствора кислоты, V, мл
1
2
3
Объем раствора NaOH , VNaOH = 10,0 мл
Концентрация раствора NaOH , Cн (NaOH) = .......
4. Расчеты: 1) средний объем кислоты:
VHCl =
V1  V2  V3
= ...
3
2) концентрация раствора кислоты:
Cн HCl =
C н NaOH  V NaOH
V HCl
= ...
Типовые задачи и вопросы.
1. От каких перечисленных ниже факторов зависит в данном
эксперименте объем раствора кислоты, необходимый для
достижения точки эквивалентности:
а) число капель индикатора;
б) концентрация раствора кислоты;
в) объем дистиллированной воды, добавленной в колбу;
г) скорость титрования;
д) число эквивалентов щелочи в колбе?
2. Можно ли определить концентрацию раствора кислоты, если
он при титровании будет находиться в колбе, а раствор щелочи
- в бюретке? Как при этом будет меняться окраска
индикатора?
3. При стандартизации раствора NaOH на титрование 10 мл его
пошло 12,5 мл 0,0967 N раствора H2SO4. Вычислите
концентрацию раствора NaOH.
83
4. 5,6000 г гидроксида калия оттитровали 15,4 мл раствора
соляной кислоты. Вычислите нормальную концентрацию
раствора кислоты.
5. 25,0 мл раствора серной кислоты оттитровали 5,3 мл 0,1265 н
раствора гидроксида натрия. Вычислите массу серной кислоты
в 2 л этого раствора.
Лабораторная работа 15
Определение гидрокарбонатной жесткости воды
Теоретические основы. За счет вымывания осадочных
горных пород природные воды содержат растворенные соли
кальция и магния, которые придают воде жесткость.
Гидрокарбонаты кальция и магния Са(НСО3)2 и Mg(НСО3)2
обусловливают гидрокарбонатную (временную) жесткость
воды (Жврем). Она легко удаляется за счет разложения
гидрокарбонатов при кипячении воды:
0
t
Са(НСО3)2  СаСО3  + СО2  + Н2О
t0
Mg(НСО3)2  MgСО3  + СО2  + Н2О
Постоянная жесткость воды (Жпост) связана с
присутствием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния:
MgSO4, MgCl2, CaCl2. Эта жесткость воды удаляется только за счет
обменных реакций, приводящих к образованию осадков
(карбонатов кальция и магния):
 CaCO3  + 2 NaHCO3
Са(НСО3)2 + Na2CO3 
 MgCO3  + 2 NaHCO3
Mg(НСО3)2 + Na2CO3 
или с помощью ионообменных смол, обменивающих ионы водорода или натрия на ионы магния и кальция
Общее содержание солей кальция и магния в воде носит
название общей жесткости воды (Жобщ). Общая жесткость
слагается из постоянной и временной жесткости:
Жобщ=Жпост + Жврем
84
Количественно жесткость выражается суммарным числом
моль эквивалентов ионов магния и кальция в 1 м3 воды и может
быть рассчитана по формуле:
Ж = Сн  1000 = Cн (Ca2+)  1000 + Cн (Mg2+)  1000
Гидрокарбонатная
жесткость
воды
определяется
титрованием соляной кислотой:
 СаCl2 + 2 CO2  + 2 H2O
Са(НСО3)2 + 2 НСl 
 MgCl2 + 2 CO2  + 2 H2O
Mg(НСО3)2 + 2 НСl 
Цель работы. Экспериментально определить гидрокарбонатную жесткость предложенного образца жесткой воды
титрованием соляной кислотой.
Порядок работы.
В коническую колбу отмерьте пипеткой точный объем
жесткой воды (по указанию преподавателя), добавьте при
необходимости дистиллированной воды. Титруйте раствором
соляной кислоты в присутствии индикатора - метилоранжа как
указано в работе 5.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер варианта жесткой воды ...... .
4. Экспериментальные данные:
№ опыта
Объем раствора кислоты, V, мл
Объем жесткой воды V
H 2O
1
2
3
= .......
Концентрация раствора кислоты Сн (HCl) = ......
85
5. Расчеты:
а) средний объем раствора кислоты:
V=
V1  V2  V3
= ......
3
б) концентрация гидрокарбонатов кальция и магния в
жесткой воде:
СN (солей) =
CN ( HCl)  VHCl
= .......
VH O
2
в) гидрокарбонатная жесткость воды:
Жврем = СN (солей)  1000 = ........
Типовые задачи
1. Жесткость воды, содержащей только гидрокарбонат
кальция, равна 1,785 мэкв/л. Определить массу
гидрокарбоната кальция в 3 л воды.
2. Чему равна временная жесткость воды, в 2 л которой
содержится 0,292 г гидрокарбоната кальция?
3. В 2 л воды содержится 76 мг ионов магния и 216 мг ионов
кальция. Вычислить общую жесткость воды.
4. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на
титрование 100 мл воды пошло 4,0 мл 0,1500 н раствора
соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если
общая жесткость равна 7,1 мэкв/л.
5. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на
титрование 100 мл воды пошло 8,0 мл 0,0900 н раствора
соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если
общая жесткость равна 8,3 мэкв/л.
86
Лабораторная работа 16
Определение общей жесткости воды
Теоретические основы.
Общую жесткость воды можно экспериментально
определить титрованием органическим реагентом - трилоном Б
(динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты). В
качестве индикатора используется эриохром черный Т, который
образует с ионами кальция и магния комплексную соль красного
цвета. При добавлении к раствору трилона Б происходит ее
разрушение и образование бесцветной комплексной соли металлов
с трилоном Б. Когда количество добавленного трилона Б
эквивалентно количеству ионов кальция и магния в воде, весь
индикатор выделяется в свободном виде и окраска раствора
меняется с красной на синюю. Реакция протекает в слабо
щелочной среде, которую создают добавлением аммиачного
буферного раствора (смеси водного раствора аммиака и раствора
хлорида аммония).
Цель работы. Методом комплексонометрического
титрования с трилоном Б определить общую жесткость воды. Зная
значение временной жесткости, определить постоянную
жесткость.
Порядок работы.
1. В коническую колбу отмерьте пипеткой точный объем
жесткой воды (по указанию преподавателя), добавьте цилиндром
10 мл аммиачного буферного раствора, а затем несколько
кристаллов индикатора - эриохрома черного Т.
2. Титруйте из бюретки раствором трилона Б до перехода
красной окраски раствора в синюю.
3. Титрование проведите 3 раза.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
87
3. Номер варианта жесткой воды ...... .
4. Экспериментальные данные:
№ опыта
Объем трилона Б, V, мл
1
Объем жесткой воды V
H 2O
2
3
= .......
Концентрация раствора трилона Б Сн (Тр.Б.) = ......
5. Расчеты:
а) средний объем раствора трилона Б:
V=
V1  V2  V3
= ......
3
б) концентрация ионов кальция и магния в воде:
Сн (солей) =
C н(Тр.Б )  VТр.Б
VH O
2
= .......
в) общая жесткость воды:
Жобщ = Сн (солей)  1000 = ........
6. Временная жесткость воды, определенная в работе 5,
Жврем = .......
7. Постоянная жесткость воды
Жпост. = ........
Типовые задачи и вопросы.
1. Можно ли постоянную жесткость воды устранить кипячением
раствора? Напишите химические реакции устранения
постоянной жесткости воды.
2. При определении общей жесткости воды на титрование 100 мл
воды пошло 14,0 мл 0,0550 Н раствора трилона Б (ЭДТА).
Найти постоянную жесткость, если временная жесткость равна
7,0 мэкв/л.
3. При определении общей жесткости воды на титрование 100 мл
воды пошло 15,0 мл 0,0620 Н раствора трилона Б (ЭДТА).
Найти постоянную жесткость, если временная жесткость равна
8,0 мэкв/л.
88
ПРИЛОЖЕНИЯ
Таблица 1.
Давление насыщенного водяного пара при различных
температурах
t,0C
0
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
h, мм рт ст
4,58
9,21
9,84
10,52
11,23
11,99
12,79
13,63
14,53
15,48
16,48
t,0C
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
h, мм рт ст
17,54
18,65
19,83
21,07
22,38
23,76
25,21
26,74
28,35
30,04
31,82
t,0C
35
40
45
50
55
60
65
70
80
90
100
h, мм рт ст
42,18
55,32
71,88
92,51
118,0
149,4
187,5
233,7
355,1
525,8
760,0
89
Таблица 2.
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролит
HNO2
H3BO3
H2B4O7
HCOOH
H2O2
H2SO4
H2SO3
H2S
HSCN
H2CO3
Al(OH)3
NH3  H2O
Ba(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Ca(OH)2
90
Электролит
КИСЛОТЫ
CH3COOH
6.9  104
H3PO4
7.1  1010
4
K1 1.8  10
K2 2.0  108
HF
1.8  104
12
H2CrO4
2.0  10
2
K2 1.15  10
H2Cr2O7
K1 1.4  102
8
HCN
K2 6.2  10
7
H2C2O4
K1 1.0  10
K2 2.5  1013
1.4  101
K1 4.5  107
K2 4.8  1011
ОСНОВАНИЯ
Co(OH)2
K3 1.38  109
5
Cu(OH)2
1.76  10
1
Ni(OH)2
K2 2.3  10
4
Pb(OH)2
K2 1.3  10
11
K2 1.8  10
Cr(OH)3
K3 1.3  1012
Zn(OH)2
K2 4.0  102
Kдис.
Kдис.
1.7  105
K1 7.1  103
K2 6.2  108
K3 5.0  1013
6.2  104
K1 1.6  101
K2 3.2  107
K2 2.3  102
5.0  1010
K1 5.6  102
K2 5.4  105
K2
K2
K2
K1
K2
K3
K2
4  105
3.4  107
2.5  105
9.55  104
3.0  108
1.02  1010
1.5  109
Таблица 3.
Произведения растворимости некоторых малорастворимых
веществ
Соединение
AgBr
AgCl
AgI
Ag2SO4
Ag2S
Ag2CrO4
Al(OH)3
BaCO3
BaC2O4
BaSO4
BaCrO4
CaCO3
CaC2O4
CaSO4
CaCrO4
Ks
4.90  1013
1.78  1010
9.98  1017
5.02  105
6.31  1050
1.44  1012
1.10  1033
5.93  109
1.49  107
1.05  1010
1.18  1010
3.26  109
2.60  109
2.30  105
3.67  103
Соединение
Cu(OH)2
CuI
CuCO3
CuS
Cr(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Hg2Cl2
Mg(OH)2
Ni(OH)2
PbI2
PbCl2
PbSO4
PbCrO4
Zn(OH)2
Ks
2.20  1020
1.10  1012
2.34  1010
6.31  1036
6.31  1031
7.94  1016
3.72  1040
1.32  1018
1.32  1011
3.16  1016
1.34  108
6.02  105
1.90  108
1.18  1014
1.20  1017
91
Таблица 4.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
некоторых полуреакций
Элемент
Br
C
Cl
Co
Cr
Cu
Fe
H
I
92
Полуреакция
Br2 + 2e  2Br 

BrO3 + 3H2O + 6e Br  + 6OH
HBrO3 + 5H+ + 6e Br  + 3H2O
2CO2 + 2H+  H2C2O4
Cl2 + 2e  2Cl
ClO4 + 2H+ + 2eClO3 +H2O
ClO4 + H2O + 2e ClO3 + 2OH
2ClO4 + 14H+ + 14e  Cl2 + 8H2O
2ClO3 + 12H+ + 10e  Cl2 + 3H2O
Co3+ + e  Co2+
[Co(NH3)6]3+ + e [Co(NH3)6]2+
Cr3+ + 3e  Cr
Cr2O72 + 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O
CrO42 + 4H2O + 3e  Cr(OH)3 + 5OH
Cu2+ + e  Cu+
Cu2+ + 2e  Cu
Cu2+ + I + e  CuI
Fe2+ +2e  Fe
Fe3+ + e  Fe2+
Fe3+ + 3e  Fe
[Fe(CN)6]3 + e  [Fe(CN)6]4
2H+ + 2e  H2
2H2O +2e  H2 +2OH
I2 + 2e  2I
( I3 + 2e  3I )

+
IO3 + 6H + 4e  HIO + 3H2O
IO3 + 6H+ + 6e  I + 3H2O
0, В
+1.09
+0.61
+1.45
+1.35
+1.19
+0.36
+1.39
+1.47
+1.95
+0.1
0.74
+1.33
0.13
+0.16
+0.34
+0.86
0.44
+0.77
0.04
+0.36
0.00
0.83
+1.78
+0.88
+0.54
Mn
N
O
Pb
S
Sn
MnO4 + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
MnO4 + 2H2O + 3e  MnO2 + 4OH
MnO4 + e  MnO42
NO3 + 4N+ + 3e  NO + H2O
NO3 + 3H+ + 2e  HNO2 + H2O
NO3 + H2O +2e  NO2 +2OH
NO3 + 2H+ + e  NO2 + H2O
2NO2 + 8H+ + 8e  N2 + 4H2O
HNO2 + H+ + e  NO + H2O
2HNO2 + 4H+ + 4e  N2O + 3H2O
2HNO2 + 6H+ + 6e  N2 + 4H2O
H2O2 + 2H+ +2e  2H2O
HO2 + H2O + 2e  3OH
O2 + 4H+ + 4e  2H2O
O2 + H2O + 4e  4OH
O2 + 2H+ + 2e  H2O2
Pb2+ + 2e  Pb
PbO2 + 4H+ + 2e  Pb2+ + 2H2O
S + 2e  S2
S + 2H+ + 2e  H2S
SO42 + 4H+ +2e  H2SO4 + H2O
SO42 + 8H+ + 6e  S + 4H2O
SO42 + H2O + 2e  SO32 + 2OH
SO42 + 10H+ + 8e  H2S + 4H2O
S2O82 + 2e  2SO42
S4O62 + 2e  2S2O32
H2SO3 + 4H+ + 4e  S + 3H2O
Sn4+ + 2e  Sn2+
+1.51
+0.59
+0.56
+0.96
+0.94
+0.01
+0.80
+1.35
+0.98
+1.29
+1.44
+1.16
+1.08
+1.23
+0.40
+0.69
0.13
+1.46
0.48
+0.14
+0.17
+0.36
0.93
+0.30
+2.01
+0.22
+0.45
+0.15
93
Таблица 5.
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Ион Комплексный
Kнест.
ион
Ag+ [Ag(NH3)2]+
6.1  108
[Ag(SCN)4]3 6.6  1012
[Ag(S2O3)3]5 7.1  1015
[Ag(CN)4]3
3.8  1020
3
[Ag(EDTA)]
4.7  108
Al3+ [Al(OH)4] 
1.00  1033
3
[AlF6]
2.1  1021
[Al(EDTA)]  7.4  1017
2+
Ba [Ba(EDTA)]2 1.6  108
Ca2+ [Ca(EDTA)]2 2.69  1011
Co2+ [Co(NH3)6]2+ 4.08  105
[Co(SCN)4]2 6.29  103
[Co(EDTA)]2 6.17  1017
3+
Co [Co(NH3)6]3+ 2.19  1034
[Co(NO2)6]3 1.00  1022
[Co(EDTA)] 1.00  1036
Cr3+ [Cr(OH)4]
1.26  1030
[Cr(SCN)6]3 1.59  104
[Cr(EDTA)] 1.00  1024
94
Ион Комплексный
ион
Cu2+
CuCl42
[Cu(NH3)4]2+
[Cu(SCN)4]2
[Cu(S2O3)3]5
[Cu(EDTA)]2
Fe2+ [Fe(CN)6]4
[Fe(EDTA)]2
Fe3+ [Fe(SCN)6]3
[FeF6]3
[Fe(CN)6]3
[Fe(EDTA)] 
2+
Mg [Mg(EDTA)]2
Mn2+ [Mn(EDTA)]2
Pb2+ [Pb(OH)3]
[Pb(EDTA)]2
2+
Sn [Sn(OH)3] 
[SnCl4]2
2+
Zn [Zn(NH3)4]2+
[Zn(OH)4]2
[Zn(EDTA)]2
Kнест.
6.60  106
9.35  1013
3.02  107
1.45  1014
1.58  1019
1.00  1024
4.67  1015
5.88  104
7.94  1017
1.00  1031
7.94  1026
2.04  109
9.09  1015
5.00  1012
9.09  1019
7.41  1026
3.31  102
3.98  1010
2.19  1015
3.16  1017
Таблица 6.
Плотности растворов соляной кислоты различных концентраций
, г / мл
1,010
1,015
1,020
1,025
1,030
1,035
1,040
1,045
1,050
1,055
1,060
, %
2,14
3,12
4,13
5,15
6,15
7,15
8,16
9,16
10,17
11,19
12,18
, г / мл
1,065
1,070
1,075
1,080
1,085
1,090
1,095
1,100
1,105
1,110
1,115
, %
13,19
14,17
15,16
16,15
17,13
18,11
19,06
20,01
20,97
21,92
22,86
, г / мл
1,120
1,125
1,130
1,135
1,140
1,145
1,150
1,160
1,165
1,175
1,200
, %
23,82
24,78
25,75
26,70
27,66
28,61
29,57
31,52
32,49
34,42
39,11
Пример интерполяции
Пусть требуется найти массовую долю (х) раствора
соляной кислоты плотностью х = 1,142 г/мл. В табл. 6 такого
значения плотности нет, но есть близкие к нему значения:
min = 1,140 г/мл
min = 27,66 %
max = 1,145 г/мл
max = 28,61 %
Значение х, соответствующее плотности х = 1,142 г/мл,
можно рассчитать по следующей формуле:
(
  min )  (    min )
x
х = min +
=
 max   min
(28,61  27,66) %  (1142
,
 1140
, ) г / мл
= 27,66 % +
max
(1145
,
 1140
, ) г / мл
= 28,04%
95
Таблица 7.
Растворимость некоторых оснований и кислот в воде

OH

F

Cl

Br
I


2
S

SO32

SO42

NO3

PO43

CO32

SiO32
CH3COO

OH

F

Cl

Br
I



S2
SO32
2
SO4
NO3
PO43
CO32
SiO32






CH3COO

NH4+
Na+
K+
Mg2+
Ca2+
р
р
р
м
м
р
р
р
н
н
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
н
р
р
р
р
р
р
Ba2+
Al3+
Cr3+
Zn2+
Mn2+
р
н
н
н
н
м
м
н
м
м
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
м
р
-
-
н
н
н
н
-
-
н
н
р
м
н
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
н
н
н
н
н
н
н
р
р
р
н
н
н
-
-
н
н
-
р
р
н
н
н
н
н
р
н
р
р
р
р
р
р
м
р
р
р
Co2+
Ni2+
Fe2+
Fe3+
Cd2+
Hg2+
Cu2+
Ag+
Sn2+
Pb2+
н
н
н
н
н
-
н
-
н
н
р
р
н
н
р
-
н
р
р
н
р
р
р
р
р
р
р
н
р
м
р
р
р
р
р
м
р
н
р
м
р
р
р
р
р
н
р
н
р
н
н
н
н
-
н
н
н
н
н
н
н
н
н
-
н
н
н
н
-
н
р
р
р
р
р
р
р
м
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
-
р
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
-
н
н
н
н
н
н
-
н
н
-
н
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р - растворимое вещество (растворимость свыше 1 г в 100 г воды);
м - малорастворимое вещество (растворимость от 0,1 до 1 г в 100 г
воды); н - практически не растворимое вещество (растворимость
меньше 0,1 г в 100 г воды); прочерк означает, что вещество не
существует или разлагается водой.
96
СОДЕРЖАНИЕ
Стр.
Рекомендации к выполнению лабораторных работ......
Семинар 1.Основные классы неорганических соединений…..
3
5
Лабораторная работа 1. Определение молярной массы
эквивалента металла...................................................…
6
Лабораторная работа 2. Определение теплового
эффекта реакции нейтрализации……..............………... 10
Лабораторная работа 3. Скорость химической
реакции….........................................……………….………. 15
Семинар 2. Строение атома. Периодический закон и
периодическая система элементов. Химическая связь……..
Лабораторная работа 4. Ионные равновесия в растворах
Лабораторная работа 5. Буферные растворы……………..
Лабораторная работа 6. Гетерогенные равновесия в
растворах с осадком……………………………………………..
Лабораторная работа 7. Гидролиз солей…………………...
Лабораторная работа 8. Коллоидные растворы…………..
Лабораторная работа 9. Окислительно-восстановительные реакции………………………………………………………
Лабораторная работа 10. Комплексные соединения……..
Лабораторная работа 11. Качественный анализ катионов
и анионов………………………………………………………….
Лабораторная работа 12. Качественный анализ смеси
ионов………………………………………………………………
20
21
28
32
36
41
48
54
59
70
Лабораторная работа 13. Приготовление раствора
кислоты заданной концентрации………………………. 77
Лабораторная работа 14. Стандартизация раствора
соляной кислоты………………………………………………... 80
Лабораторная работа 15. Определение гидрокарбонатной
жесткости воды………………………………………………… 83
Лабораторная работа 16. Определение общей жесткости
воды……………………………………………….………………. 86
ПРИЛОЖЕНИЯ…………………………………………… 88
97
98