химия - Северо-Кавказский горно

ХИМИЯ
Методическое пособие к лабораторным работам
Для студентов специальности
130101 «Прикладная геология»
Составители:
М. В. Худоян, З. А. Суладзе
Владикавказ 2013
0
Министерство образования и науки РФ
Северо-Кавказский горно-металлургический институт
(государственный технологический университет)
Кафедра химии
ХИМИЯ
Методическое пособие к лабораторным работам
Для студентов специальности
130101 «Прикладная геология»
Составители:
М. В. Худоян, З. А. Суладзе
Допущено редакционно-издательским советом
Северо-Кавказского горно-металлургического
института (государственного технологического
университета). Протокол № 24 от 02.07.2013 г.
Владикавказ 2013
1
УДК 546
ББК 241
Х98
Рецензент:
кандидат химических наук, профессор, зав. кафедрой химии
СКГМИ (ГТУ) Алиханов В. А.
Х98
Химия: Методическое пособие к лабораторным работам
для студентов специальности 130101 «Прикладная геология» /
Сост. М. В. Худоян, З. А. Суладзе; Северо-Кавказский горнометаллургический институт (государственный технологический университет). – Владикавказ: Северо-Кавказский
горно-металлургический
институт
(государственный
технологический университет). Изд-во «Терек», 2013. – 130 с.
Пособие охватывает все основные разделы программы курса
химии для нехимических специальностей, включая такие разделы,
как: общая химия, химия элементов, физическая химия,
органическая химия, аналитическая химия. Приводятся вопросы и
задачи по всем разделам для проверки знаний.
Методическое пособие предназначается для студентов первых
курсов, обучающихся по специальности 130101 «Прикладная
геология».
УДК 546
ББК 241
Редактор: Хадарцева Ф. С.
Компьютерная верстка: Куликова М. П.
 Составление. Северо-Кавказский
горно-металлургический институт
(государственный технологический университет), 2013
 Худоян М. В., Суладзе З. А., составление, 2013
Подписано в печать 24.12.2013. Формат 60х84 1/16. Бумага офсетная. Гарнитура
«Таймс». Печать на ризографе. Усл. п.л. 7,56. Тираж экз. Заказ №
.
Северо-Кавказский горно-металлургический институт (государственный
технологический университет). Издательство «Терек».
Отпечатано в отделе оперативной полиграфии СКГМИ (ГТУ).
362021, г. Владикавказ, ул. Николаева, 44.
2
ПРЕДИСЛОВИЕ
Методическое пособие к лабораторным работам составлены в
соответствии с программой по химии для нехимических
специальностей вузов. Каждая лабораторная работа начинается с
краткого теоретического вступления. В экспериментальную часть
включены опыты, вопросы и задачи, определяющие её содержание.
Студенты, прежде чем приступить к выполнению работы, должны
изучить соответствующий раздел учебника, продумать ход
выполнения работы.
В конце каждого раздела даны упражнения и задачи, выполнение
которых позволит студенту проконтролировать усвоение изучаемого
им материала.
На выполнение каждой работы отводится 2 часа учебного
времени с учётом обработки полученных результатов.
Методические указания состоят из 5 частей: первая часть
посвящена вопросам общей химии, вторая – свойствам химических
элементов, третья часть – физическая химия, четвертая часть – основы
органической химии, пятая часть – аналитическая химия.
3
Общие указания к выполнению работ
Основной задачей практикума по химии является сознательное и
глубокое усвоение важнейших положений программы курса химии,
обучение элементарным приёмам научной работы и способам
объяснения наблюдаемых явлений, исследовательского подхода к
изучению предмета, развитие у студентов логического химического
мышления.
Порядок работы
При
работе
в
химической
лаборатории
необходимо
придерживаться следующих правил:
1. Предварительно прочитать соответствующие разделы
учебника, записи лекций и познакомиться с содержанием
лабораторной работы.
2. Внимательно следить за ходом опыта и замечать все
изменения.
3. Если нет указания о дозировке реактивов для данного опыта, то
брать их надо в возможном меньшем количестве (экономия
материалов и времени, затрачиваемого на операцию).
4. Излишек реактива не высыпать и не выливать обратно в сосуд,
из которого он был взят.
5. Не уносить приборы, аппараты, реактивы общего пользования
на свое рабочее место. Не путать пробки от капельных пипеток и
реактивных склянок.
6. Все опыты с ядовитыми и неприятно пахнущими веществами
проводить в вытяжном шкафу.
7. С первых дней приучить себя работать аккуратно, внимательно,
без торопливости.
8. Содержать своё рабочее место в чистоте: грязь нередко бывает
причиной искажения результатов. Приборы и посуду мыть тотчас
после окончания опыта, не откладывая до окончания всей работы.
Если пролита вода или реактивы, быстро вытереть стол, но будьте
осторожны, чтобы не повредить руки и одежду. Разбитое стекло,
куски бумаги, испорченные сухие реактивы и т. д. не оставлять на
столах, а выбросить в специальную мусорницу, ни в коем случае не в
водопроводную раковину.
4
9. Не загромождать стол ненужными в данный момент
предметами, приборами, книгами. Личные вещи убирайте в ящик
лабораторного стола.
10. Соблюдайте в лаборатории тишину.
11. По окончании работы вылить и сдать лаборанту приборы и
посуду, привести в порядок рабочее место.
12. Обязательно вести запись проведённых лабораторных работ.
Пока выполненный опыт не записан, не переходить к следующему.
Правила оформления лабораторных работ
1. Отчёт о выполнении лабораторной работы записывается в
специальной лабораторной тетради, объём которой должен быть
достаточным для оформления всех работ, включённых в настоящий
практикум по общей химии. Запрещается вести записи на отдельных
листках и черновых тетрадях.
2. В лабораторной тетради записывается следующие данные:
а) дата;
б) номер и название работы;
в) название эксперимента;
г) схема и рисунок основного прибора;
д) химические формулы и расчеты эксперимента;
ж) наблюдение в ходе установки опыта (интенсивность процесса,
условия его проведения, сопутствующие его явления: появление
осадка, изменение окраски, выделение газа и т. д.);
з) выводы (таблицы, графики, итоговые обобщения).
3. Всё оформление работы проводится во время занятий, по
окончании которых студент предъявляет лабораторную тетрадь
преподавателю на проверку.
5
Часть 1
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Лабораторная работа № 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТОВ
Цель работы: ознакомление с понятием эквивалента вещества и
методикой расчета, связанной с законом эквивалентов.
Количества элементов, входящих в состав химических
соединений, находятся между собой в определённых и постоянных
отношениях (закон постоянства состава). Эти отношения
соответствуют их эквивалентам, т. е. с одним эквивалентом любого
элемента соединяется один эквивалент другого элемента. В этом
состоит суть закона эквивалентов. Эквивалент элемента – это такое
его количество, которое может при химических реакциях
присоединять или замещать 1 моль атомов водорода или ½ моль
атомов кислорода. Масса одного эквивалента, выраженная в граммах,
называется эквивалентной массой (mЭ) или молярной массой
эквивалента. Молярная масса эквивалента водорода mЭ = 1 г,
молярная масса эквивалента кислорода mЭ = 8 г. Эквивалентным
объёмом называется объём, который занимает при данных условиях 1
эквивалент рассматриваемого вещества.
Например, при нормальных условиях эквивалентный объём
водорода равен 11,2 л, эквивалентный объём кислорода – 5,6 л.
При экспериментальном определении эквивалента следует
учесть, что, согласно закону эквивалентов, все вещества
взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их
эквивалентам, т. е. с одним эквивалентом какого-либо элемента или
вещества взаимодействует один эквивалент другого элемента или
вещества. Соответственно, с одной эквивалентной массой или одним
эквивалентным объёмом какого-либо вещества взаимодействует одна
эквивалентная масса или один эквивалентный объём другого
вещества. Так, например, один эквивалент металла вытесняет из
кислоты 11,2 л водорода (н. у.). Экспериментальное определение
эквивалентов элемента может быть проведено различными методами.
6
1. Метод прямого определения
Находят массовое количество элемента, соединяющееся с
1,008 г/моль водорода или с 8 г/моль кислорода.
Пример. При окислении 8,71 г металла получено 9,71 г оксида.
Эквивалентная масса металла определяется из простого соотношения:
на 8,71 г металла пошло (9,71–8,71) г кислорода,
Э г/моль –“ –
– 8 г/моль –“–;
8,71  8
 69,68 г/моль.
Тогда Э =
(9,71 8,71)
2. Метод вытеснения
Если элемент вытесняет водород, то эквивалент его может быть
определён по количеству выделенного водорода на единицу массы
затраченного металла.
3. Электрический метод
Химические эквиваленты элементов определяются на основе
закона Фарадея, согласно которому 96 500 Кл электричества
выделяют из электролита один эквивалент вещества.
Экспериментальная часть
Определение молярной массы эквивалента цинка
методом вытеснения водорода
Последовательность выполнения работы.
1.
Возьмите
на
химико-технических
весах
навеску
металлического цинка – 0,1 г.
2. Подготовьте трубку для собирания газа:
а) наполните её с помощью воронки водой;
б) закройте пальцами, опрокиньте в кристаллизатор с водой и
закрепите на штативе.
3. Подготовьте пробирку с газоотводной трубкой для получения
водорода, для этого:
а) подведите конец газоотводной трубки к трубке для
собирания газа, закрепляемой на штативе,
б) заполните 1/3 пробирки 15%-ной соляной кислотой и
бросьте в неё навеску металлического цинка.
4. Быстро закройте отверстие пробирки пробкой с газоотводной
трубкой и соберите выделяющийся водород, доведя растворение
цинка до конца.
7
5. Собрав выделяющийся газ, измерьте высоту столба воды,
оставшейся в трубке, с помощью полоски миллиметровой бумаги.
Высота измеряется от уровня воды в кристаллизаторе. Выразите
давление столба воды в мм рт. ст., для чего получаемое в миллиметрах
значение высоты разделите на 13,6.
6. Запишите величину атмосферного давления во время опыта.
7. В таблице «Давление насыщенных водяных паров» найдите
парциальное давление водяного пара в газовой смеси при комнатной
температуре.
8. По данным опыта вычислите парциальное давление водорода.
9. Определите объём полученного водорода по делениям трубки
для собирания газа.
10. Запишите температуру выделившегося водорода, приняв её
равной комнатной температуре.
11. Вычислите массу водорода по уравнению Менделеева–
Клайперона.
12. На основании полученных данных рассчитайте эквивалент
цинка.
13. Определите табличный эквивалент цинка.
14. Найдите абсолютную и относительную ошибку опыта.
Данные опыта по определению эквивалента цинка
1
2
Навеска цинка mZn, г
Объём водорода VH 2 , мл
3
4
Высота столба воды, оставшейся в бюретке h, мм
Давление столба воды, оставшейся в бюретке Р Н 2О ,
5
6
мм рт. ст.
Атмосферное давление Pатм, мм рт. ст.
Парциальное давление паров воды РН О , мм рт. ст.
2 пар
7
Парциальное давление водорода РН 2 , мм рт. ст.
8
Масса водорода mH 2 , г
9
Эквивалент цинка, рассчитанный по табличной атомной
массе (Этабл.)
Эквивалент цинка, вычисленный по данным опыта (Эоп)
Абсолютная ошибка определения (Аабс)
Относительная ошибка определения (Аотнос.)
10
11
12
8
Вопросы и задачи
1. Что называется эквивалентом вещества, эквивалентной массой
элемента?
2. Сформулируйте закон эквивалентов?
3. Чему равны эквиваленты: кислоты, соли, основания, оксида?
4. Вычислить эквивалент серы, если известно, что при горении 3
г серы получилось 6 г оксида.
5. Эквивалент металла равен 20 г/моль. Какой объём водорода
при t 15 С и давлении 740 мм рт. ст. выделится из кислоты, если
водород собирается над водой, а в кислоту брошена навеска металла в
0,8 г?
9
Лабораторная работа № 2
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: изучение явления комплексообразования, свойств
различных комплексов, измерение и расчет констант нестойкости.
Комплексными соединениями называются соединения, в узлах
кристаллической решетки которых находятся комплексные ионы,
способные к существованию в растворе.
Строение молекул комплексных соединений рассматривают на
основе координационной теории. Основу этой теории составляют
следующие положения:
1) центральное место в комплексном соединении занимает
комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион
(чаще всего металл);
2) вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (старое название адденды), т. е. ионы
противоположного знака или нейтральные молекулы;
3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю
сферу комплексного соединения;
4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют
внешнюю сферу комплексного соединения.
Согласно общепринятым обозначениям внутренняя сфера при
написании формулы отделяется от внешней квадратными скобками.
Так, комплексное соединение Fe(CN)3∙3KCN может быть изображено:
K3[Fe(CN)6].
Число,
показывающее,
сколько
лигандов
удерживает
комплексообразователь, называется координационным числом. В
приведенном примере оно равно 6. Ниже приводится схема строения
этой молекулы. Комплексообразователь – ион Fe3+:
внешняя
сфера
внутренняя
сфера
K3[Fe3+(CN)6]
комплексообразователь
лиганды
10
координационное число
Комплексы бывают катионные [Cu(NH3)4]2+ и нейтральные
[Ni(CO)4]0.
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
его составных частей – комплексообразователя и лигандов.
Типичными комплексообразователями являются – элементы (Ag+,
2+
Cu , Hg2+, Cd2+, Zn2+, Fe3+, Co3+ и др.).
Важнейшими лигандами являются:
а) нейтральные молекулы, представляющие собой диполь: H2O,
NH3, NO, CO и др.;
б) следующие ионы: CN–, NO2–, Cl–, Br–, I–, OH–, CO32–, SrO32– и др.
Комплексное соединение в растворе диссоциирует на комплекс и
внешнюю сферу:
[Cu(NH3)4]SO4  [Cu(NH3)4]2+ + SO42–.
При реакциях обмена комплексные ионы переходят из одних
соединений в другие, не изменяя своего свойства. Поэтому в растворе
легко обнаруживается комплексный ион. Например, в реакции:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4
он переходит в осадок турнбулевой сини.
3 Fe2+ + 2[Fe(CN)6]– = Fe3[Fe(CN)6]2↓.
Комплексные ионы диссоциируют как слабые электролиты. Их
диссоциация подчиняется закону действия масс и с количественной
стороны характеризуется константой, которая носит название
константы нестойкости комплекса.
Так, комплексный ион [Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2 NH03 имеет
Ag  NH 


К нест
2
3
Ag ( NH 3 ) 2 

 6,8  10 8.
Чем больше величина константы, тем меньше устойчивость
комплекса. Соединения с малоустойчивой внутренней сферой
называются двойными слоями. Обозначают их иначе, чем
комплексные соединения, а именно, как соединения молекул,
11
например K2SO4∙Al2(SO4)3. Принципиальной же разницы между
двойными солями и комплексными соединениями нет. Двойная соль
отличается от комплексной соли лишь диссоциацией комплексного
иона: у первого она практически полная, у второго – незначительная.
Между ионами внутренней и внешней сферы осуществляется
ионная связь. Химическая связь между центральным атомом и
лигандами ковалентная, образованная в основном по донорноакцепторному механизму.
Названия комплексных солей образуют по общему правилу:
сначала называют анион, а затем – катион в родительном падеже.
Название комплексного катиона составляют следующим образом:
сначала указывают число (используют греческие числители: ди, три,
тетра, пента, гекса и т. д.) и название отрицательно заряженных
лигандов с окончанием «о» (Cl– – хлоро, SO42– – сульфато, OH–
гидроксо и т. п.); затем указывают число и название нейтральных
лигандов, причем вода называется аква, аммиак – амин; последним
называют комплексообразователь, указывая степень его окисленности
(в
скобках
римскими
цифрами
после
названия
комплексообразователя).
Например:
[Co(NH3)5Br]SO4 – сульфат бромпентааминкобальта (III),
Ba[Cr(NH3)2(SCN)4]2 – тетрароданодиамминохромат (III) бария,
K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия.
Комплексные соединения имеют большое теоретическое и
практическое значение. Комплексные соединения играют большую
роль в процессах получения металлов платиновой группы и
редкоземельных элементов.
Экспериментальная часть
Соединения с комплексным анионом
Опыт 1. Получение комплексного йодида ртути.
В две пробирки налейте по 2–3 мл раствора нитрата
двухвалентной ртути. Одну пробирку оставьте в качестве
контрольной, в другую добавьте по капле йодид калия до полного
растворения образующегося вначале красного осадка йодида
двухвалентной ртути.
Испытайте оба раствора на присутствие ионов Hg2+, добавив в
каждую пробирку раствор едкого натрия. Из какого раствора выпадает
желтый осадок окиси ртути? Почему?
12
Напишите молекулярные и ионные уравнения проведенных
реакций:
1) образования йодида двухвалентной ртути;
2) взаимодействия йодида ртути с избытком йодида калия
(координационное
число
Hg2+
равно
4)
и
уравнения
электролитической диссоциации полученной комплексной соли.
Соединения с комплексным катионом
Опыт 2. Образование аммиаката меди.
В пробирку сульфата меди добавьте раствор аммиака до полного
растворения выпадающего вначале голубого осадка основной соли.
Отметьте цвет полученного раствора комплексной соли меди.
Зная, что координационное число меди равно 4, напишите уравнения
реакции взаимодействия сульфата меди с раствором аммиака и
уравнение электролитической диссоциации комплексной соли.
Комплексные соединения в реакциях обмена
Опыт 3. Прочность и разрушение комплексных ионов.
1. Налейте в пробирку 1–2 мл раствора AgNO3 и добавьте
немного раствора NaCl. К образовавшемуся осадку приливайте
раствор аммиака до его растворения. Составьте уравнения реакций,
учитывая, что координационное число Ag+ равно двум. Объясните
происходящие изменения.
Полученный раствор [Ag(NH3)2]Cl разлейте в три пробирки и
используйте в последующих опытах.
2. Возьмите одну пробирку с раствором [Ag(NH3)2]Cl,
полученным в предыдущем опыте и добавьте кусочек цинка. Что
наблюдается?
Запишите
уравнение
реакции
образования
комплексного аммиаката цинка, учитывая, что координационное
число Zn2+ равно 4.
Объясните,
пользуясь
таблицей
констант
нестойкости
комплексных ионов, причину вытеснения цинком серебра из его
аммиачного комплексного иона.
3. В остальные две пробирки с раствором [Ag(NH3)2]Cl (см. опыт
3.1) прилейте: в первую – раствор NaOH, а в другую – раствор KI. Что
происходит? Напишите уравнение диссоциации комплексного иона
[Ag(NH3)2]+ и выражение его константы нестойкости.
Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь уравнением
диссоциации комплексного иона и правилом произведения
растворимости.
13
Опыт 4. Взаимодействие ферроцианида калия с солями
трехвалентного железа.
К раствору хлорного железа FeCl3 прибавьте раствор K4[Fe(CN)6].
Наблюдайте выпадение осадка берлинской лазури.
К небольшой части добавьте избыток раствора щелочи и хорошо
взболтайте. Наблюдайте образование бурого осадка и желтого
раствора ферроцианида щелочного металла.
Напишите все уравнения произведенных реакций в молекулярной
и ионной формах.
Опыт 5. Взаимодействие между ферроцианидом калия и солями
двухвалентного железа.
К раствору FeSO4 прибавьте несколько капель раствора
K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте выпадение осадка турнбулевой сини.
Напишите уравнение реакции.
Опыт 6. Получение внутрикомплексной соли никеля.
На одну каплю раствора сульфата никеля подействуйте каплей
раствора
разбавленного
аммиака
и
каплей
раствора
диметилглиоксида.
Наблюдайте
выпадение
осадка
внутрикомплексной соли.
Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей
Опыт 7. Электролитическая диссоциация комплексной соли
K3[Fe(CN)6].
Налейте в две пробирки раствора хлорного железа, а в две другие
раствора ферроцианида калия K3[Fe(CN)6].
Прибавьте в одни из пробирок с раствором хлорного железа и
раствором K3[Fe(CN)6] едкого натра, в другие – роданистого аммония
NH4CNS. Объясните, почему в пробирках с раствором хлорного
железа выпадает осадок и изменяется окраска, а в растворе
ферроцианида калия изменения не наблюдаются, хотя в обеих солях
содержится трехвалентное железо.
Опыт 8. Электролитическая диссоциация двойной соли
(NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O.
Приготовьте
в
пробирке
раствор
двойной
соли
(NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O (соли Мора) и разделите на три части. В одну
пробирку добавьте раствор сульфида аммония, в другую хлорида
14
бария. Какие вещества выпадают в осадок? Отметьте цвет осадков и
напишите ионное уравнения реакций их образования.
В третью пробирку добавьте раствор щелочи и нагрейте до
кипения. В выделяющиеся пары внесите смоченную водой
фенолфталеиновую бумажку. По изменению окраски бумажки и по
запаху определите, какой газ выделяется из пробирки. Напишите
уравнение реакции.
Учитывая
результаты
опыта,
напишите
уравнение
электролитической диссоциации соли Мора.
Проверьте:
действием
раствора
сернистого
аммония,
обнаруживаются ли ионы Fe2+ в растворе ферроцианида калия
K4[Fe(CN)6]. Напишите уравнение электролитической диссоциации
K4[Fe(CN)6]. Чем отличается электрическая диссоциация двойной
соли от диссоциации соли, содержащей устойчивый комплексный
ион?
Вопросы и задачи
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что такое комплексообразователь?
3. Что такое лиганд? Какие виды лигандов Вы знаете?
4. Что называют координационным числом комплексообразователя?
5. Как происходит электролитическая диссоциация комплексного соединения? Покажите на конкретном примере.
6. Что называют константой нестойкости комплекса? Приведите
пример.
7. В чем различие двойных и комплексных солей?
8. Определите степень окисления и координационное число
комплексообразователя в соединениях:
а) [Ag(NH3)2]Cl;
б) K4[TiCl8];
в) K[Ag(CN)2];
г) Fe3[Fe(CN)6]2.
9. Написать выражения констант нестойкости комплексных
ионов:
а) [Fe(CN)6]3-;
б) [Ag(NH3)2]+;
3+
в) [Cr(H2O)6] ;
г) [TiCl8]4-.
10. При взаимодействии раствора [Zn(NH3)4]SO4 с раствором
KCN образуется комплексная соль K2[Zn(CN)4]. Напишите уравнение
реакции в молекулярной и ионной формах и объясните причину его
протекания.
15
Лабораторная работа № 3
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ рН
Цель работы: определение водородного показателя среды
индикаторами.
Вода, хотя и весьма незначительно, но все же диссоциирует на
ионы. При электрической диссоциации воды образуется равное
количество ионов Н+ и ОН–:
Н2О  Н+ + ОН–.
Произведение концентрации водородных и гидроксильных ионов
называется ионным произведением воды:
КВ = [Н+] [OH–].
Константа диссоциации воды:
К дис 
[H  ]  [OH ]
.
[ H 2 O]
Константа диссоциации воды при 295 К равна 18∙10–16. Ввиду
весьма малой степени диссоциации, равновесная концентрация воды
практически равна числу молей воды в 1 л, а именно:
1 000 / 18 = 55,56 моль/л, т. е. является постоянной величиной. Отсюда
КВ = [Н+] [OH–] = 1,8∙10–16 ∙ 55,56 = 10–14.
В любых водных растворах имеются гидроксильные и
водородные ионы, но их концентрация равняется 10–14.
Среда водного раствора электролита может быть кислой,
нейтральной или щелочной. Носителями кислотных свойств являются
ионы Н+, а основных – ионы ОН–, поэтому в кислых растворах
[H+] > [OH–], а в щелочных – [H+] < [OH–]. Растворы, в которых
[H+] = [OH–] называют нейтральными. В нейтральных растворах
[H+] = 10–7 моль/л.
Концентрация водородных ионов удобно выражать с помощью
водородного показателя рН.
16
Водородным показателем (рН) называется отрицательный
десятичный логарифм концентрации гидроксильных ионов.
Отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксильных
ионов называется показателем концентрации гидроксильных ионов:
рН = – lg[H+], pOH = – lg[OH–],
lg[H+] + lg[OH–] = –14.
Взяв отрицательные логарифмы, получим соотношение:
рН + рОН = 14.
В нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН > 7, в кислой рН < 7.
Ниже приведена шкала кислотности и щелочности среды:
нейтральная
рН
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
кислая среда
11 12 13 14
щелочная среда
Для приблизительного определения рН используют так
называемые кислотно-щелочные индикаторы – т. е. вещества,
которые меняют свою окраску в зависимости от щелочности или
кислотности среды. Часто с этой целью употребляют лакмус,
фенолфталеин или метилоранж.
Изменение окраски различных индикаторов происходит при
вполне определенных для каждого из них значениях рН. Например,
окраска метилоранжа от красной до желтой меняется в интервале от
3,1 до 4,4. Промежуток между двумя значениями рН, в котором
изменяется окраска индикатора, называется интервалом индикатора. В
таблице ниже приведены интервалы некоторых индикаторов.
Название
индикатора
Метилоранж
Цвет при
значениях рН ниже
интервала
индикатора
Красный
Интервал
индикатора
3,1–4,4
Цвет при
значениях рН
выше интервала
индикатора
Желтый
Лакмус
Красный
5,0–8,0
Синий
Фенолфталеин
Бесцветный
8,3–10,5
Малиновый
17
Наряду с одноцветными и двухцветными индикаторами в
практике химических реакций широко используют универсальный
индикатор, применение которого дает возможность определить
кислотность среды в широких интервалах значений рН. Цвет
универсального индикатора изменяется от всех оттенков: красного
(кислая среда) до темно-фиолетового (щелочная среда), желтая
окраска (нейтральная среда). Универсальный индикатор применяется
или в виде раствора, или в виде индикаторной бумаги. К папке
индикаторной бумаги прилагается цветная шкала, показывающая
какую окраску принимает бумага, при различных величинах рН.
Практически рН определяется так: на полоску индикаторной
бумаги наносят каплю исследуемого раствора. Полученную окраску
индикаторной бумаги сравнивают с окраской шкалы и по шкале
определяют рН с точностью до единицы.
Для
более
точного
определения
рН
пользуются
электрохимическим методом. Он основан на изменении разности
потенциалов двух электродов, помещенных в анализируемый раствор.
Один из этих электродов – электрод сравнения – в процессе
изменения имеет постоянный потенциал, а потенциал второго
электрода (обычно стеклянного) зависит от величины Н+ в
анализируемом растворе. Электрохимический метод определения
водородного показателя называют еще методом рН-метрии.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Окраска индикаторов в различных средах.
1. Налейте в три пробирки по 2–3 капли (мл) следующих
жидкостей: воды, хлорида натрия и сульфата натрия.
2. В другие три пробирки налейте по 2–3 капли (мл) раствора
кислот: соляной, серной и фосфорной.
3. Проделайте то же самое, взяв вместо кислот растворы
следующих щелочей: едкого натра, едкого кальция и водного раствора
аммиака.
4. Добавьте в каждую пробирку по две капли индикатора
метилоранжа, наблюдайте и результаты запишите в табл. 3.1.
5. Проделайте такие же наблюдения с растворами лакмуса и
фенолфталеина.
Результаты внесите в табл. 3.1.
18
Таблица 3.1
Цвета некоторых индикаторов в различных средах
Индикатор
Цвет индикатора
Нейтральный
Кислый раствор
Щелочной раствор
раствор
Н2О NaCl Na2SO4 HCl H2SO4 H3PO4 NaOH Ca(OH)2 NH4OH
Метилоранж
Лакмус
Фенолфталеин
Опыт 2. Определение рН при помощи универсального индикатора.
На полоску индикаторной бумаги нанесите по капле исследуемых
растворов: HCl, CH3СОOH, NH4OH, H2O. Полученную окраску
индикаторной бумаги сравните с окраской шкалы и по шкале
определите рН. Результаты опыта запишите в табл. 3.2.
Таблица 3.2
Исследуемый раствор
Соляная кислота
Уксусная кислота
Гидроокись аммония
Дистиллированная вода
Цвет индикатора
рН
Вопросы и задачи
1. Что называется ионным произведение воды?
2. Что называется водородным показателем среды рН?
3. Что называется показателем гидроксильных ионов рОН?
4. Чему равен рН водного раствора хлорида натрия?
5. Что такое индикаторы и для чего они применяются?
6. Приведите примеры одноцветных и двухцветных индикаторов.
7. Чем отличается универсальный индикатор от других
индикаторов?
8. Вычислите рН 0,001 М HCl и 0,001 М NaOH, считая, что
электролиты полностью диссоциированы.
9. Рассчитайте рН 0,05 М водного раствора HNO3.
10. Вычислите рН 0,18 М раствора аммиака.
11. Вычислите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,51 мг
ионов ОН–.
12. 25 мл 10%-ного раствора HCl (ρ = 1,05) растворили до 500 мл.
Вычислите рН разбавленного раствора.
19
Лабораторная работа № 4
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
Цель работы: изучение влияния различных факторов на
химическое равновесие и расчет константы равновесия.
В зависимости от природы реагирующих веществ и условий
протекания химического процесса различают обратимые и
необратимые реакции. Так, разложение бертолетовой соли по схеме:
 KCl + O2
KClO3 
t
является реакцией необратимой, поскольку хлорид кальция не
способен реагировать с кислородом. Напротив, разложение хлорида
аммония при нагревании:
NH4Cl  NH3 + HCl
реакция обратимая, она не доходит до конца, так как аммиак и
хлороводород в свою очередь взаимодействуют, образуя при этих
условиях хлорид аммония. Таким образом, обратимыми называют
реакции, протекающие в двух противоположных направлениях:
необратимыми – реакции, протекающие в одном направлении до
конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ
Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей
системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости
обратной реакции. Равенство скоростей является кинетическим
условием химического равновесия.
Химическое равновесие обратимой реакции наступает тогда,
когда отношение произведения концентрации образующихся веществ
к произведению концентрации исходных веществ становится равным
постоянной величине, называемой константой химического
равновесия. Для обратимой реакции:
H2 (г) + I2 (г)  2 HI(г)
константа равновесия имеет вид:
20
К равн 
[HI]2
.
[H 2 ]  [I2 ]
Константа равновесия зависит от природы реагентов,
температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в
системе.
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока
остаются постоянными параметры (C, P, t), при которых оно
установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через
некоторое время в системе вновь наступает равновесие,
характеризующееся новыми равновесными концентрациями всех
веществ.
Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что
изменение условий по-разному влияет на скорость прямой и обратной
реакции. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость
которой при нарушении равновесия становится больше. Например,
если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что
скорость прямой реакции становится больше обратной реакции, то
равновесие смещается вправо.
Направление, в котором смещается равновесие, определяется
принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии,
оказать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в том
направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Влияние концентрации веществ на химическое
равновесие.
При взаимодействии трихлорида железа FeCl3 с роданидом
аммония NH4SCN образуется малодиссоциированный трироданид
железа Fe(SCN)3, который имеет характерный красный цвет. Реакция
обратимая:
FeCl3 + 3NH4SCN  Fe(SCN)3 + 3NH4Cl,
по изменению интенсивности окраски можно судить об изменении
концентрации Fe(SCN)3 , т. е. о смещении равновесия в ту или иную
сторону.
21
В четыре пробирки внесите 7–10 капель разбавленных растворов
трихлорида железа FeCl3 и роданида аммония NH4SCN. Легким
встряхиванием пробирок размешайте растворы. Поставьте все
пробирки в штатив.
Одну пробирку с полученным раствором сохранить для
сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавить
следующие реактивы:
– в первую – 1–2 капли насыщенного раствора трихлорида
железа;
– во вторую – 1–2 капли насыщенного раствора роданида
аммония;
– в третью – несколько кристалликов хлорида аммония.
Сравните интенсивность окраски полученных растворов с
интенсивностью окраски эталона.
При оформлении отчета: отметьте изменение интенсивности
окраски в каждом случае; запишите уравнение реакции между FeCl3 и
NH4SCN и выражение константы равновесия данной реакции.
В каком направлении смещается равновесие и как изменится
концентрация каждого компонента в случае добавления:
а) трихлорида железа; б) роданида аммония; в) хлорида аммония?
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие.
Влияние температуры на химическое равновесие изучается на
примере обратимой реакции:
2 NO2  N2O4 ,
ΔН = –54,4 кДж/моль.
Двуокись азота – бурый газ, четырехокись азота N2O4 –
бесцветная жидкость. Смещение равновесия определяется по
изменению интенсивности окраски газа. U-образную трубку с двумя
хорошо подобранными резиновыми пробками наполните диоксидом
азота, который получите разложением нитрата свинца. Реакция
протекает по уравнению:
2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.
Оба конца U-образной трубки плотно закройте резиновыми
пробками, перевернув ее концами вниз, поместите одно колено трубки
в стакан с горячей водой, другое – в стакан с ледяной водой.
22
Наблюдайте изменение окраски в том и другом
колене
U-образной трубки. Выньте трубку из стаканов и то колено, которое
было в холодной воде, опустите в горячую воду, а колено из горячей
воды – в холодную. Наблюдайте вновь изменение окраски в каждом
колене. Объясните их изменения.
Опыт 3. Смещение равновесия в растворе аммиака.
В пробирку налейте по 4 мл раствора аммиака и добавьте по
2 капли фенолфталеина в каждую.
В одну из пробирок прибавьте кристаллического хлористого
аммония, взболтайте и заметьте изменение цвета индикатора.
Объясните наблюдаемое явление и приведите схемы, кратко
выражающие происходящие процессы.
Опыт 4. Смещение ионного равновесия при введении
одноименного иона в насыщенный раствор хлористого калия.
В пробирке приготовьте насыщенный раствор хлористого калия.
Слейте осторожно с не растворившихся кристаллов раствор в
другую пробирку.
К перелитому прозрачному раствору прибавьте по каплям
концентрированной соляной кислоты и объясните наблюдаемое при
этом явление. Изобразите протекающие реакции схемами.
Вопросы и задачи
1. Какие реакции называют необратимыми, а какие обратимыми?
2. Что такое химическое равновесие?
3. Какими факторами можно вызвать смещение химического
равновесия?
4. Что такое константа химического равновесия?
5. Напишите математическое выражение константы химического
равновесия для следующих реакций:
а) 2 HBr(г)  H2(г) + Br2(г);
б) 2 H2(г) + O2(г)  2 H2O(г)
в) H2(г) + CuO(к)  H2O(г) + Cu(к);
г) FeO(к) + CO(г)  Fe(к) + CO2(г);
д) O3(г) + NO(г)  O2(г) + NO2(г).
23
Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при
увеличении давления?
6. При равновесии системы N2 + 3 H2  2 NH3 концентрации
веществ равны СN 2 = 1,5 моль/л; CH 2 = 4,5 моль/л; CNH 3 = 2 моль/л.
Вычислите: а) исходные концентрации водорода и азота;
б) константу химического равновесия.
24
Лабораторная работа № 5
РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ.
КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ.
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ РАЗЛИЧНОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ
Цель работы: приобретение навыков приготовления растворов
различной концентрации из сухой соли или более концентрированного
раствора.
При
проведении
химического
анализа
большинство
аналитических операций проводится с растворами веществ в разных
растворителях. Наиболее часто в аналитической химии применяют
водные растворы. Каждое вещество характеризуется величиной
растворимости.
Растворимостью называют максимальное количество вещества,
способное раствориться в определенном количестве растворителя или
растворе при данной температуре. Растворимость выражают
количеством граммов растворенного вещества в 100 г, в 100 мл или в
1 л раствора; растворимость выражают также в молях на 1 л раствора.
В зависимости от количества вещества и растворителя и условий
растворения можно получить пересыщение, насыщение и
ненасыщение раствора. В перенасыщенных растворах содержание
вещества в растворе превышает его растворимость при данной
температуре. В насыщенных растворах концентрация вещества в
растворе равна его растворимости. В ненасыщенных растворах
концентрация вещества может увеличиваться до образования
насыщенного раствора.
Растворы, содержащие очень много растворенного вещества,
называют концентрированными, содержащие небольшое количество
вещества – разбавленными. Концентрированный раствор может быть
насыщенным и ненасыщенным и, наоборот, насыщенный раствор
может быть очень разбавленным, если данное вещество плохо
растворимо.
Концентрация растворов и способы ее выражения
Концентрация выражается количеством растворенного вещества к
количеству раствора или растворителя. Различают:
25
1. Процентную концентрацию раствора
Процентная концентрация раствора показывает, сколько единиц
массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы
раствора. Процентная концентрация – это безразмерная величина и
выражается соотношением:
m
C%  100 1 ,
m2
где С% – концентрация раствора, %;
m1 – масса растворенного вещества, г;
m2 – масса раствора, г.
2. Молярную концентрацию раствора
Молярная концентрация раствора (молярность раствора)
показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л
раствора.
Молярная концентрация (моль/л) выражается формулой:
СМ 
m1 1 000
,
M V
где
m1 – масса растворенного вещества, г;
М – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, мл.
3. Нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора
Нормальная концентрация раствора (нормальность раствора)
показывает число молей эквивалентов растворенного вещества,
содержащихся в 1 л раствора (мэкв/л)
СH 
m1 1 000
,
V Э
где
m – масса растворенного вещества, г;
Э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, мл.
4. Моляльную концентрацию раствора
Моляльная концентрация (моляльность раствора) показывает
число молей растворенного вещества, приходящееся на 1 кг
растворителя. Размерность моляльной концентрации, моль/кг.
26
Сm 
m1
M  m2
где Сm – моляльная концентрация, моль/кг;
m1 – масса растворенного вещества, г;
m2 – масса растворителя, кг;
М – молярная масса растворенного вещества.
5. Титр раствора
Титр раствора Т показывает количество граммов растворенного
вещества, содержащегося в 1 мл раствора.
Т
m р.в
V р  ра
;
Т
Э  СН
.
1000
6. Мольную долю растворенного вещества и растворителя в
растворе
Мольная доля NА вещества в растворе равна отношению числа
молей данного вещества к общему числу молей всех веществ,
содержащихся в растворе:
NA 
nA
,
nA  nB  nC
nA 
NB 
mA
;
MA
nB
,
nA  nB  nC
nB 
mB
MB
и т. д.
Сумма молярных долей всех компонентов должна быть равна
единице:
N A  N B  N C  1.
И, наконец, рассмотрим пример смешивания раствора разных
концентраций и расчеты, связанные с этим.
27
Экспериментальная часть
Приготовление растворов заданной концентрации
1. Приготовление 0,1 М и 0,1 н раствора сернокислой меди
растворением кристаллогидрата.
Рассчитайте сколько граммов медного купороса CuSO4  5H2O
(рассчитанного на безводную соль) требуется для приготовления 50
мл 0,1 М или 0,1 н раствора (по указанию преподавателя) CuSO4.
Проверьте расчет у преподавателя.
Отвесьте необходимое количество соли на технохимических
весах (на часовом стекле). Вставьте в мерную колбу 50 мл воронку,
пересыпьте в нее навеску соли и обмойте часовое стекло
дистиллированной водой из промывалки. Перемешайте раствор до
полного растворения соли, добавляя небольшими порциями воду из
промывалки. Затем добавьте воду до метки на шейке мерной колбы
(нижний уровень мениска жидкости должен касаться метки). Закройте
колбу пробкой и перемешайте раствор, переворачивая колбу
несколько раз вверх дном.
Приготовленный раствор перелейте в сухой цилиндр и
определите ареометром его плотность.
Рассчитайте процентную концентрацию приготовленного
раствора и его молярность. Полученные данные занесите в таблицу.
№
Данные опыта
Концентрация Молярность
п/п
раствора
раствора
1 Объем заданного раствора
2 Нормальность заданного раствора
3 Весовое количество для приготовления
заданного раствора CuSO4
4 – « – » – CuSO4 · 5H2O
5 Плотность заданного раствора из опыта
6 Плотность CuSO4 по таблице
7 % CuSO4 в заданном растворе
8 Молярность заданного раствора
28
Вопросы и задачи
1. Что называется концентрацией раствора? Каковы способы
выражения концентрации раствора?
2. Что такое нормальность и молярность раствора?
3. Сколько граммов AgNO3 нужно растворить в 250 г воды для
получения 2%-ного раствора?
4. Сколько граммов HCl содержится в 0,250 л 10,52%-ного
раствора HCl (ρ = 1050 кг/м3)?
5. Какова процентная концентрация раствора, полученного при
растворении 75 г К2СО3 в 300 г воды?
29
Лабораторная работа № 6
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы: изучение некоторых свойств водных растворов
солей, связанных с реакцией гидролиза.
Гидролизом называется обменная реакция веществ с водой с
образованием малодиссоциированного или малорастворимого
соединения.
Гидролиз является результатом поляризованного взаимодействия
ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем значительнее это
взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.
Упрощенно сущность процесса гидролиза можно представить
следующим образом: катионы К+ связываются в растворе с
гидратирующими их молекулами воды донорно-акцепторной связью в
аквакомплексы [Kn+(OH2)m]n+. Донором электронов являются атомы
кислорода молекул воды, имеющие две свободные электронные пары,
акцептором – катионы, имеющие свободные орбитали внешних слоев.
 Н    
 Н  О  .


Аквакомплексы также гидратированы [K(OH2)m]∙xH2O, связь
между молекулами воды в комплексе и молекулами воды гидратной
оболочки – водородная. Чем больше заряд катиона и чем меньше
радиус, тем значительнее будет поляризующее действие Kn+ на Н2О
(прочнее связь Kn+ – ОН2), тем сильнее поляризуется связь О – Н
координированной молекулы воды и тем сильнее водородная связь
между координированной молекулой Н2О в комплексе и молекулами
воды гидратной оболочки комплекса. Все это может привести к
разрыву связи О – Н в координированной молекуле Н2О, к
превращению водородной связи – Н … ОН2 в ковалентную с
образованием ОН3+ и гидроксо-аквакомплекса по схеме:
30
Анионы Аn– связываются молекулами воды водородной связью.
Сильное взаимодействие анионов может привести к полному отрыву
протона молекулы воды:
Аn– … О – Н – О ↔ АН(n–1)– + ОН–.
Взаимодействие аниона с протонами воды тем значительнее, чем
больше отрицательный заряд и меньше радиус аниона.
В зависимости от силы поляризующего влияния Kn+ и Аn– на
молекулы
Н2О
будут
получаться
различные
результаты
взаимодействия солей с водой.
Количественно гидролиз характеризуется ступенью гидролиза и
константой гидролиза Кг.
Степень гидролиза – есть отношение числа молекул,
подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул:
αг = Сг / С,
где Сг – концентрация гидролизованной части вещества;
С – общая концентрация растворенного вещества.
В случае гидролиза по катиону, очевидно, Сг = [H+],  г =
При гидролизе по аниону: Сг  [OH ] 
K H 2O

, г 
[H  ]
.
C
К Н 2О
[H ]
[H  ]  С
где К H 2 O = [OH–][H+] = 10–14 – ионное произведение воды.
,
В растворах умеренных концентраций степень гидролиза
невелика (0,5–3 %). С образованием раствора, согласно принципу
Ле Шателье, степень гидролиза возрастает. Например, при 25 С для
реакции:
Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH
при концентрации соли в 0,1 М растворе степень гидролиза αг = 2,7 %,
а при концентрации в 0,001 М растворе – αг = 34 %.
Степень гидролиза возрастает также с повышением температуры,
т. к. константа диссоциации воды увеличивается с повышением
температуры в большей степени, чем константы диссоциации
продуктов гидролиза слабых кислот и оснований.
31
Константа гидролиза. Реакция гидролиза соли КА можно
представить уравнением:
КА + НОН = КОН + НА.
Константа равновесия этой реакции равна К равн 
КОН НА .
КА Н2О
Так как Н2О в разбавленных растворах можно считать величиной
постоянной, то и произведение Кравн∙[H2O] также будет постоянным.
Эту величину называют константой гидролиза:
Кг 
КОН НА .
КА
Для гидролиза по аниону это уравнение принимает вид:
Кг =
заменяя [OH–] на
К H 2O

[H ]
[ОН− ] ∙ [НА]
,
[А− ]
, получим К г 
К Н 2О
К НА
или
Кг 
К Н 2О
К кисл
,
где Ккисл – константа диссоциации кислоты.
Аналогично для гидролиза по катиону: К г 
Для гидролиза по катиону и аниону: К г 
К Н 2О
К осн
К Н 2О
.
.
К осн  К кисл
Эти уравнения служат количественным подтверждением
сделанного ранее вывода: чем слабее кислота (основание), соль
которой (которого) подвергается гидролизу, тем полнее он протекает.
Константа и степень гидролиза связаны между собой
соотношением:
С  2
Кг 
.
1 
32
Если степень диссоциации α << 1, то величиной α можно
Кг
пренебречь и формула примет вид Кг = С ∙ α2 или  
. Зная
С
вышеприведенные соотношения, можно вычислить приблизительно
рН раствора гидролизующей соли.
Процесс гидролиза солей в ряде случаев может быть очень
сложным. Поэтому простое уравнение реакции гидролиза в
общепринятой записи часто является условным. Установить продукты
гидролиза можно лишь на основании их аналитического
исследования. Содержание различных продуктов гидролиза зависит от
условий проведения реакции (концентрация раствора, температура,
присутствие других веществ). Имеет значение также длительность
процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных
катионов обычно достигается медленно.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определить характер гидролиза.
Налить в пробирки по 2–3 мл растворов хлорида натрия,
карбоната натрия, хлорида цинка, сульфата аммония. С помощью
растворов индикаторов определить реакцию среды. Объяснить
результаты и написать уравнения соответствующих реакций в
молекулярной и ионной формах.
Опыт 2. Сравнение степеней гидролиза различных солей.
В две пробирки налить по 2–3 мл 0,05 М растворов карбоната
натрия и сульфата натрия. Прибавить по 2–3 капли растворов
индикатора (какого?). Какая соль гидролизуется больше? Пользуясь
величинами соответствующих констант диссоциации кислот,
вычислить степень гидролиза и рН растворов: K H 2CO 3 = 4,5∙10–7,
K H 2SO 3 = 1,7∙10–2. Составить уравнения гидролиза.
Опыт 3. Необратимый гидролиз.
К 1–2 мл раствора сульфата алюминия добавить такой же объем
раствора соды. Какой осадок образуется? Написать уравнение
гидролиза в молекулярном и ионном виде.
33
Опыт 4. Влияние разбавления на гидролиз.
К 1–2 мл раствора нитрата висмута прибавить по каплям
небольшой объем воды до появления мути. Что происходит? Написать
уравнение реакции. Каким способом можно сдвинуть равновесие в
сторону уменьшения гидролиза?
Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз.
Налить в пробирки по 3 мл 1 н раствора ацетата натрия, хлорида
аммония, сульфата алюминия. Прибавить по 3–4 капли
универсального индикатора и растворы нагреть почти до кипения. Как
изменится цвет индикатора и рН растворов. Написать уравнения
реакций гидролиза и объяснить изменение реакции среды при
нагревании.
Вопросы и задачи
1. Что такое гидролиз? Какие из перечисленных солей будут
подвергаться гидролизу: K2CO3, KCl, Li2SO4, Hg(NO3)2, MgCl2,
Cr2(SO4)3, Zn(CH3COO)2, FeSO4? Указать реакцию среды водных
растворов этих солей и написать уравнения реакций гидролиза в
молекулярной и ионно-молекулярной формах.
2. Как изменится степень гидролиза при разбавлении, при
нагревании? Почему?
3. Можно ли в растворах солей, подвергающихся гидролизу,
предотвратить гидролиз? Как это сделать?
4. В растворах каких солей (растворы равной концентрации)
степень гидролиза будет больше: Be(NO3)2 или Zn(NO3)2? NaCN или
NaNO2?
5. Написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза
сульфата железа (III) и сульфида натрия. Как можно усилить гидролиз
этих солей и как ослабить его?
6. При действии на раствор соли Fe3+ карбонатом натрия в осадок
выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Как это объяснить?
7. Как сместится равновесие гидролиза следующих солей: ZnSO4,
KSbO2, KNO2, AlOHSO4 при добавлении к раствору HCl, KOH,
NH4Cl?
34
Лабораторная работа № 7
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ И УМЯГЧЕНИЯ ВОДЫ
Цель работы: проведение анализа на жесткость и умягчение
воды различными методами.
Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых
солей кальция и магния, гидрокарбонатов, хлоридов и сульфатов.
Различают
временную
(карбонатную)
и
постоянную
(некарбонатную)
жесткость
воды.
Временная
жесткость
определяется содержанием в воде растворимых гидрокарбонатов
кальция и магния. При кипячении воды гидрокарбонаты переходят в
малорастворимые карбонаты:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O,
Mg(HCO3)2 = MgCO3 + CO2 + H2O.
Таким образом, временная жесткость устраняется.
Постоянная жесткость определяется содержанием в воде
кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом
сульфатов и хлоридов. При кипячении эти соли не удаляются.
Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет
общую жесткость воды.
Измеряют жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов
жесткости (Ca+2 и Mg+2) в 1 кг воды (ммэкв/кг). В связи с тем, что
плотность воды близка к единице, жесткость можно измерять в
ммэкв/дм3 или ммэкв/л.
При расчетах, связанных с жесткостью
воды,
следует
учитывать, что Э(Ca2+) = 1/2Ca2+ и Э(Mg2+) = 1/2Mg2+, а МЭ(Ca2+) = 20
г/моль и МЭ(Mg2+) = 12 г/моль (где МЭ – молярная масса эквивалента).
Например: 0,2 г – это масса 0,01 моль/экв
или 10 ммоль эквивалентов Ca2+.
При контроле качества воды определяют ее жесткость. Анализ
воды на жесткость предполагает обычно:
а) определение общей жесткости Жо;
б) определение карбонатной жесткости Жк;
в) вычисление некарбонатной жесткости Жнк.
Жнк = Жо – Жк.
35
Для определения общей жесткости используют метод
комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды в
присутствии аммиачно-буферного раствора (рН – 10,0) и индикатора
раствора комплексона III (трилона Б) до перехода розовой окраски в
голубую.
При анализе применяют один из индикаторов: кислотный хром
синий К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости Ca2+
и Mg2+ эти индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствие –
в голубой.
Комплексон III – двухзамещенная натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты:
.
При титровании жесткой воды раствором комплексона III
образуется внутрикомплексное соединение:
.
Различают природную воду: очень мягкую – с жесткостью до
1,5 ммэкв/л; мягкую – от 1,5 до 4 ммэкв/л, средней жесткости – от
4 до 8 ммэкв/л, жесткую – от 8 до 12 ммэкв/л, очень жесткую – свыше
12 ммэкв/л.
При титровании жесткой воды раствором комплексон III
образуется внутрикомплексное соединение (см. выше), т. е.
связываются ионы Ca2+ и Mg2+. Поэтому в конце титрования
индикатор изменяет окраску, раствор становится голубым.
Определение карбонатной жесткости
воды Жк сводится к
определению концентрации гидрокарбонат иона HCO3– и, тем самым,
эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Ca2+ и
Mg2+. Анализ проводят методом нейтрализации.
36
В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии
метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода
желтой окраски индикатора в оранжевую.
Анион HCO3– в воде гидролизуется:
HCO3– + H2O ↔ H2CO3 + OH–
Поэтому, при условии Жк > 0, вода имеет щелочную реакцию
среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При
титровании раствором HCl такой воды протекает реакция
нейтрализации:
Ca(HCO3)2 + 2HCl = 2СаCl2 + 2CO2 + 2H2O,
2OH– + 2H+ = 2H2O.
Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН–, эквивалентное
концентрации ионов HCO3–.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом.
Отберите пипеткой 100 мл воды и перенесите ее в коническую
колбу; добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного
раствора и 5–7 капель индикатора хром синего К или несколько
кристалликов (на кончике шпателя) эриохром черного Т.
Приготовленную
пробу
медленно
при
постоянном
перемешивании оттитруйте раствором комплексона III до перехода
розовой окраски индикатора в голубую. Результат титрования
запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух
титрований совпадут (∆V ≤ 0,1 мл), рассчитайте общую жесткость
воды. В противном случае оттитруйте еще одну пробу воды. Найдите
среднее значение объема раствора комплексона III, израсходованного
на титрование воды.
Общую жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов
(ммоль/л):
V  N  K 1 000
,
Ж0  2 2
V1
37
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора комплексона III, мл;
N2 – нормальность раствора комплексона III, моль/л;
K – поправочный коэффициент раствора комплексона III к данной
его нормальности;
1000 – коэффициент перевода мэкв/л в ммэкв/л.
Результаты опыта сведите в таблицу.
Объем раствора
комплексона III,
V2
Нормальная
концентрация
комплексона III,
N2
Объем
исследуемой
воды, V1
Общая
жесткость
воды, Жо.
Опыт 2. Определение карбонатной и некарбонатной жесткости
воды.
Отберите пипеткой 100 мл воды и перенесите ее в коническую
колбу. Добавьте к исследуемой воде несколько капель метилового
оранжевого.
Приготовленную пробу оттитруйте раствором соляной кислоты
до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую (но не
розовую!). Результаты титрования запишите.
Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований
совпадут (∆V ≤ 0,1 мл), рассчитайте карбонатную жесткость воды. В
противном случае оттитруйте еще одну пробу воды. Найдите среднее
значение объема раствора соляной кислоты, израсходованной на
титрование воды.
Расчет карбонатной жесткости воды проводят по закону
эквивалентов (ммэкв/л):
Жк 
V2  N 2  K 1 000
,
V1
где V1 – объем анализируемой воды, мл;
V2 – объем раствора HCl, мл;
N2 – нормальная концентрация раствора HCl, моль/л;
1000 – коэффициент перевода мэкв/л в ммэкв/л.
Некарбонатную жесткость воды Жнк находят:
Жнк = Жо – Жк.
38
Результаты опыта сведите в таблицу
Объем
раствора
HCl, V2
Нормальная
концентрация
раствора HCl,
N2
Объем
исследуемой
пробы воды,
V1
Жесткость воды
карбонатная, некарбонатная,
Жк
Жнк
Вопросы и задачи
1. Чем обуславливается жесткость воды?
2. Какую различают жесткость воды?
3. В каких единицах измеряется жесткость воды?
4. Как определяют общую жесткость воды?
5. Как определяют карбонатную жесткость воды?
6. Как находится некарбонатная жесткость воды?
7. Какой процесс следует проводить для умягчения воды:
катионирования или анионирования? Почему? Составьте уравнения
реакций, протекающих при умягчении воды с помощью ионного
обмена.
8. При определении общей жесткости воды на титрование 200 мл
Н2О израсходовано 8 мл 0,1 н раствора комплексона III. Вычислите
общую жесткость. (Ответ: 4 ммэкв/л).
9. Вычислите карбонатную жесткость, если на титрование 200 мл
воды израсходовано 8 мл 0,05 н раствора HCl. (Ответ: 2 ммэкв/л).
39
Часть 2
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Лабораторная работа № 8
СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ
II ГРУППЫ
Бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий составляют
главную подгруппу II группы периодической системы элементов.
Бериллий и магний значительно отличаются по своим свойствам от
следующих элементов подгруппы. Более сходны между собой
кальций, стронций, барий и радий. Их называют щелочноземельными
металлами. Электронная конфигурация бериллия – 1S2 2S2, а
конфигурация последнего электронного слоя остальных металлов
можно представить формулой nS2, предпоследнего (n – 1)S2, (n – 1)p6.
В своих соединениях они исключительно двухвалентны. Кроме
бериллия, это активные металлы, причем активность их возрастает от
кальция к барию, т. е. сверху вниз. В том же порядке увеличивается
растворимость их оксидов и гидроксидов. Усиливается сверху вниз и
основной характер гидроксидов металлов, амфотерный у Be(OH)2,
основной у Mg(OH)2 и, наконец, щелочной у последующих членов
подгруппы. На воздухе эти металлы (кроме Ве) недостаточно
устойчивы. Особенно это касается щелочноземельных металлов,
оксидная пленка которых хорошо растворяется в воде:
Ме + О2 = МеО;
МеО + Н2О = Ме(ОН)2.
С кислородом
гидроксиды:
элементы
главной
подгруппы
образуют
2Ме + О2 = 2МеО;
2МеО + О2 = 2МеО2(Ме – Mg, Ca, Ba);
и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а
в воде подвергаются гидролизу:
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2.
40
Рассматриваемые металлы легко отдают два электрона и
являются
сильными
восстановителями.
Активность
их
взаимодействия с водой различна. Бериллий разлагает воду только
при нагревании, магний окисляется водой на холоде, но медленно.
Образующиеся малорастворимые гидроксиды предохраняют эти
металлы от дальнейшего окисления.
У кальция, стронция и бария по мере возрастания порядкового
номера потенциалы ионизации уменьшаются и реакция их с водой
протекает все более энергично.
BeO и Be(OH)2 обладают амфотерными свойствами. Mg(OH)2
проявляет только основные свойства, хотя и слабые. Ca(OH)2, Sr(OH)2
и Ba(OH)2 являются сильными основаниями Me2+. В том же
направлении увеличивается растворимость оксидов и гидроксидов
металлов.
Гидроксид магния плохо растворим в воде. Растворяется в
кислотах, а также в растворах солей:
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.
Соли бериллия и магния, в отличие от солей других щелочноземельных металлов, в водном растворе подвергаются гидролизу:
MgCl2 + H2O = MgOHCl + HCl.
В твердом состоянии соли образуют кристаллогидраты.
Термическая устойчивость карбонатов увеличивается от магния к
барию. Малорастворимые в воде карбонаты щелочноземельных
металлов растворяются в кислотах:
или
CaCO3  Ca2+ + CO32-,
H+ + CO32–  HCO3-,
HCO3– + H+  CO2 + H2O
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
В результате реакции происходит уменьшение концентрации
ионов CO32–, поэтому произведение концентрации Ca2+ ∙ CO32– становится меньше произведения растворимости CaCO3 и переходит в раствор.
Насыщение водных растворов малорастворимых карбонатов
диоксидом углерода также приводит к уменьшению концентраций
ионов CO32– вследствие образования ионов HCO3–:
41
CO2 + H2O = H2CO3,
H2CO3  H+ + HCO3–,
CO32- + H+ = HCO3–.
Поэтому малорастворимые
растворимые гидрокарбонаты:
карбонаты
превращаются
в
CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Восстановительные свойства магния и кальция.
а) Поместите в пробирку стружку металлического кальция и
налейте в нее воды. Наблюдайте быстрое протекание реакции.
Проделайте такой же опыт со стружками магния. Напишите
уравнения реакций;
б) На стружку металлического магния и кальция прилейте
разбавленную соляную кислоту. Наблюдайте за происходящими
изменениями и напишите уравнения реакций.
Опыт 2. Свойство оксидов и гидроксидов.
Поместите в две пробирки отдельно оксид магния и оксид
кальция, налейте в каждую из них воды. Наблюдайте изменения,
происходящие в пробирке с оксидом кальция. Убедитесь в
щелочности среды. Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Получение гидроксида магния.
Налейте в две пробирки 2–3см3 раствора натрия, в другую –
раствор аммиака. Добавьте в пробирки раствор хлорида магния.
Отметьте цвет образующегося гидроксида магния. К осадкам
прилейте раствор хлористого аммония до их растворения. Объясните
происходящее явление. Напишите уравнения всех реакций.
Опыт 4. Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.
К растворам хлористого кальция, стронция и бария, взятыми в
отдельных пробирках, прилейте раствор едкого натрия. Обратите
внимание на количество выпавшего осадка в каждой пробирке.
Повторите опыт, взяв вместо едкого натрия разбавленный раствор
аммиака. Сравните результаты опытов. Напишите уравнения реакций
в молекулярной и ионной формулах.
42
Опыт 5. Получение карбоната и бикарбоната кальция.
Налейте в пробирку известковой и дистиллированной воды (1:1).
Из аппарата Киппа пропустите в пробирку СО2. Наблюдайте
выпадение осадка и последующее его растворение. Напишите
уравнения реакций.
Опыт 6. Сравнение растворимости солей щелочноземельных
металлов.
На растворы солей кальция, стронция, бария подействуйте
растворами солей угольной, серной и фосфорной кислот. Сравните
растворимость карбонатов, сульфатов, фосфатов кальция, стронция,
бария. Напишите уравнения реакций.
Опыт 7. Образование гипса.
К насыщенному на холоде раствору хлористого кальция
прибавьте равный объем 50%-ной H2SO4. Наблюдайте выпадение
кристалликов гипса. Напишите уравнения реакций.
Вопросы и задачи
1. В чем выражается возрастание металлических свойств от
бериллия к барию?
2. Каково отношение магния в воде, кислотам и щелочам?
3. Какова окраска лакмуса в растворе хлорида магния? Какие
ионы определяют эту окраску? Напишите уравнение гидролиза
хлорида магния.
4. Составьте схему электролиза расплава хлорида магния.
5. Из водных растворов соли магния карбонат натрия осаждает
основную, а бикарбонат натрия среднюю соль магния. Чем это
объясняется?
6. При
каких
условиях
можно
получить
оксиды
щелочноземельных металлов из соответствующих карбонатов?
7. Составьте уравнения реакций:
Са  Са(ОН)2  СаСО3  Са(НСО3)2.
8. Как из образовавшегося бикарбоната кальция выделить двумя
методами осадок карбоната кальция.
9. При каких условиях амфотерные гидроксиды проявляют свои
амфотерные свойства? Для ответа используйте уравнения реакций.
43
Лабораторная работа № 9
ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ
Элементы VIII группы периодической системы элементов –
железо, кобальт, никель – в металлическом виде и в виде соединений
обнаруживают между собой большое сходство – составляют
семейство железа. Конфигурации их валентных подуровней
выражаются соответственно формулами: …3d64s2; …3d74s2; …3d84s2.
В своих устойчивых соединениях элементы этого семейства
проявляют степень окисления 2+, 3+. Для железа приблизительно
одинаково характерны обе степени окисления. В простых солях
кобальт очень редко проявляет степень окисления 3+, но в
комплексных соединениях эта степень окисления для кобальта
наиболее
характерна.
Никель
в
соединениях
проявляет
преимущественно степень окисления 2+.
Из элементов подгруппы железа только железо окисляется до
степени окисления 6+ (ферраты).
Железо, кобальт, никель в свободном состоянии проявляют
характерные металлические свойства.
Значения их стандартных электродных потенциалов Е0
соответственно равны –0,44В; –0,28В; –0,25В и указывают на то, что
эти металлы в ряду напряжений расположены до водорода и
вытесняют его из кислых растворов. В концентрированных азотной и
серных кислотах на холоде железо практически не растворяется из-за
плотной пленки оксида железа (VI). При разрушении защитного слоя
железо растворяется:
Fe + 6HNO3(K) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Образуемые двухвалентными катионами подгруппы железа соли
сильных кислот почти все хорошо растворимы в воде. Водные
растворы имеют слабокислую реакцию вследствие гидролиза.
Гидратированные ионы окрашены: Fe+2 – в бледно-зеленый, Co+2 –
розовый, Ni+2 – ярко-зеленый цвета.
При обезвоживании солей окраска их меняется. Особенно резко
это проявляется в случае [Co(H2O)6]Cl3. При упаривании растворов
или добавлении к ним веществ, способствующих дегидратации,
происходит изменение окраски от розовой до сине-фиолетовой.
44
Растворы солей железа (II) легко окисляются:
2Fe2+ + 1/2O2 + 2H+  2Fe+3 + H2O.
Соли кобальта (II) и никеля (II) в водных растворах устойчивы.
Гидроксиды Me(OH)2 проявляют основный характер, нерастворимы в
воде и получаются в результате реакций обмена. Реакция получения
гидроксида кобальта проходит следующие стадии: сначала выпадает
синий осадок основной соли:
Co2+ + OH + Cl –  (CoOH)Cl–  ,
а затем при избытке щелочи образуется розовый гидроксид:
(CoOH)Cl + OH–  Co(OH)2  + Cl–.
На воздухе осадок постепенно буреет вследствие окисления
гидроксида кобальта (II) до гидроксида кобальта (III):
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3.
Белый гидроксид железа (II) может быть получен при полном
отсутствии кислорода. Обычно при действии щелочи на раствор соли
железа (II) выпадает осадок, промежуточный между Fe(OH)2 и
Fe(OH)3. Восстановительная способность ионов Fe2+, Co2+, Ni2+ падает.
Железо окисляется не только в щелочной, но и в кислой среде:
5Fe2+ + MnO4– + 8H+  5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O,
тогда как никель (II) и кобальт (II) в кислой среде устойчивы к
действию окислителей. Только в щелочной среде они окисляются
галогенами и другими сильными окислителями:
2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH–  2Ni(OH)3 + 2Br–.
Степень окисления 3+ при переходе в ряду Fe – Co – Ni
становится все менее характерной, а окислительные свойства ионов
усиливаются; это видно из следующих реакций:
45
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O,
2Ni(OH)3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O,
4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O.
Гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) могут быть получены
окислением соответствующих гидроксидов Co (II) и Ni (II). Гидроксид
железа, когда осаждается щелочами из растворов солей железа (III),
проявляет основной характер. Но наряду с этим он проявляет слабые
признаки кислотных свойств, так как заметно растворяется в горячих
концентрированных растворах сильных щелочей:
Fe(OH)3 + 5NaOH = Na5[Fe(OH)8].
Для Fe2+, Co2+, Ni2+ характерно комплексообразование. Являясь
элементами d-семейства, ионы представляют на образование
химической связи с другими элементами по донорно-акцепторному
механизму свободную d-орбиталь. В комплексных соединениях Fe2+,
Fe3+, Co2+, Ni2+ чаще всего координируют 6 групп лиганд, хотя могут
иметь координационные числа, равные 3, 4.
Железо, кобальт, никель в комплексных соединениях являются
акцепторами:
NiSO4 + 4NH4OH = [Ni(NH3)4]SO4 + 4H2O.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Действие кислот на железо.
На железные опилки действуют разбавленными 2 н соляной,
серной и азотной кислотами. Что наблюдается?
Повторите опыт с концентрированными кислотами: соляной,
серной и азотной (осторожно!) на холоде и при нагревании. Что
наблюдается? Определите по запаху выделяющийся газ. Напишите
уравнения реакций. Составьте электронные схемы, укажите
окислитель, восстановитель.
Опыт 2. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III).
На растворы FeSO4 и FeCl3 действуйте щелочью – 2 н NaOH.
Отмечают цвет осадков. Испытывают отношение осадка к HCl и к
избытку NaOH(K).
46
Отмечают изменения: гидроксида железа (II) при нахождении на
воздухе, гидроксида железа (III) при прокаливании.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и краткой ионной
формах. Какими свойствами обладают гидроксид железа (III),
гидроксид железа (II)?
Опыт 3. Реакции обнаружения ионов железа (II) и железа (III).
1. К свежеприготовленному раствору FeSO4 прибавьте несколько
капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Образуется осадок
турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное
уравнения реакций.
2. К раствору FeCl3 прилейте раствор желтой кровяной соли
K4[Fe(CN)6]. Происходит образование осадка берлинской лазури –
Fe4[Fe(CN)6]3.
Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
3. К раствору FeCl3 прилейте роданид аммония NH4CNS до
образования кроваво-красного цвета роданида железа Fe(CNS)3.
Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.
Опыт 4. Окисление железа (II).
К раствору FeSO4 прилейте 4–5 капель 2 н раствора H2SO4 и
раствор KMnO4 1–2 капли. Объясните обесцвечивание перманганата
калия. Докажите наличие в растворе ионов Fe (III) (см. опыт 3).
Опыт 5. Восстановление железа (III).
К раствору йодида калия KI прилейте 2–3 капли FeCl3, добавьте
1 см3 бензола; полученную смесь хорошо встряхните. Обратите
внимание на окраску бензола. Докажите присутствие в растворе ионов
железа (II) (см. опыт 3).
Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций, схему
электронного баланса. Укажите, что является окислителем, а что –
восстановителем.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (III).
1. Определите реакцию раствора FeCl3 на универсальный
индикатор, метилоранж, синий лакмус.
2. К раствору FeCl3 прилейте 3–4 капли 2 н Na2CO3 (соды).
Наблюдайте образование осадка Fe(OH)3 и выделение газа. Напишите
уравнения реакций всех происходящих процессов в молекулярной и
ионной формах.
47
Опыт 7. Получение и свойства гидроксида кобальта (II).
К раствору Co(NO3)2 прилейте небольшое количество 2 н NaOH.
Образуется синий осадок основной соли кобальта CoOHNO3. Раствор
с осадком разделите на две части: к одной прибавьте избыток щелочи
(2 н NaOH), а другую нагрейте. Что наблюдается?
Часть полученного осадка Co(OH)2 обработайте соляной
кислотой, а вторую часть осадка розового цвета оставьте на воздухе и
наблюдайте окисление его кислородом в коричнево-бурый осадок
Co(OH)3.
Составьте молекулярное и ионное уравнения всех реакций.
Опыт 8. Получение и свойства гидроксида кобальта (III).
К 3–4 каплям Co(NO3)2 прибавьте 2 см3 бромной воды и раствора
2 н NaOH до образования осадка черного цвета Co(OH)3. К
полученному осадку прилейте 2–4 капли HCl(K) до полного
растворения его. Наблюдайте выделение хлора. Напишите уравнения
всех химических реакций, представив их схемами электронного
баланса к ним.
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида никеля (II).
К раствору NiSO4 прилейте 2–4 капли 2 н NaOH, а затем избыток
его. Что наблюдается? К осадку прилейте 2 н соляной кислоты.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 10. Получение и свойства гидроксида никеля (III).
К раствору NiSO4 прибавьте бромную воду, а затем раствор натра
(NaOH). Образуется осадок черного цвета Ni(OH)3. Слейте с него
жидкость, добавьте концентрированной соляной кислоты и нагрейте.
Наблюдайте выделение хлора (реакция на йодокрахмальную
бумагу). Какие свойства проявляет Ni(OH)3? Напишите уравнения
всех возможных реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте
схему электронного баланса к окислительно-восстановительным
реакциям.
Опыт 11. Получение аммиакатов кобальта и никеля.
а) К раствору CoCl2 прибавьте 4–5 капель раствора NH4Cl и
раствора аммиака в избытке. Образуется розово-красный аммиакат Co
(II). На воздухе раствор легко окисляется, желтеет, переходит в
соединение Co (III).
48
б) К раствору NiSO4 прилейте раствор аммиака NH3OH до
растворения образовавшейся вначале зеленой соли (NiOH)2SO4.
Получается
сине-фиолетовый
раствор
аммиаката
никеля
[Ni(NH3)6]SO4 или [Ni(NH3)6](OH)2. Напишите молекулярное и ионное
уравнения всех реакций.
Вопросы и задачи
1. Какую серную кислоту можно перевозить в железных
цистернах и почему?
2. Напишите электронную формулу элементов в состоянии:
Fe0, Co0, Ni0, Fe+2, Co+2, Ni+2, Fe+3, Co+3, Ni+3.
3. Какую функцию (донора или акцептора) выполняют железо,
кобальт, никель в комплексных соединениях и почему?
4. Напишите реакции обнаружения в растворе ионов железа (II) и
железа (III).
5. Учитывая, что гидроксид железа (III) проявляет амфотерные
свойства, укажите это соединение в виде соответствующих орто- и
метакалиевых солей кислот.
6. Магнетит Fe3O4 можно представить в виде Fe(FeO2)2. Солью
какой кислоты является магнетит? Написать его графическую
формулу, указать степень окисления железа.
7. Почему при действии соды на хлорид железа (III) в осадок
выпадает гидроксид железа (III)? Привести соответствующие
уравнения реакций.
8. 1 г соединения железа с хлором при обработке избытком
AgNO3 образовал 2,65 г хлорида серебра. Указать степени окисления
железа во взятом веществе.
9. Имеется 10 г смеси сульфата железа (II) и сульфата железа
(III). Смесь обработали 1,58 дм3 перманганата калия в кислой среде.
Определите количественный состав смеси.
10. Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие
превращения:
а) FeS2  Fe2O3  Fe3O4  FeO  Fe;
б) FeS2  Fe2O3  FeCl3  Fe(OH)3  Fe2O3  Fe.
11. Подтвердите уравнениями реакций окислительно-восстановительные свойства соединений кобальта (II) и кобальта (III).
12. Составьте уравнения реакций согласно схемам:
Fe  FeSO4  Fe2(SO4)3;
CoS  CoO  Co(NO3)2  K2[Co(CN)4].
49
Лабораторная работа № 10
ПОДГРУППА МЕДИ
Элементы – медь, серебро, золото находятся в побочной
подгруппе 1 группы периодической системы элементов, называемой
подгруппой меди. Электронная формула атомов этих элементов …
(n – 1)d10ns1, где n – номер внешнего электронного слоя.
На внешнем электронном слое у меди, серебра и золота находится
по одному электрону. Являясь восстановителями, они сравнительно
легко отдают электроны, образуя положительные ионы. Медь
образует два ряда соединений, в которых валентность равна +1, +2,
серебро в большинстве соединений положительно одновалентна, а для
золота характерны его производные, содержащие ионы одно- и
трехвалентного золота.
Катионы подгруппы меди могут присоединять к себе
противоположно заряженные ионы или молекулы полярных веществ,
образуя более сложные «комплексные ионы».
В комплексных ионах катионы меди, серебра и золота занимают
центральное место, являясь комплексообразователями. Ионы или
полярные молекулы, удерживаемые
комплексообразователем,
образуют внутреннюю сферу комплексного соединения и называются
аддендами. Число аддендов во внутренней сфере называется
координационным числом комплексообразования:
внешняя сфера
[Cu(NH3)4]SO4
координационное число
адденды
комплексообразователь
Координационное число у катионов меди Сu2+ равно 4, а у
катионов Cu+ и Ag+ равно 2.
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и аддендов.
При растворении комплексных солей в воде они диссоциируют на
комплексные ионы и ионы внешней сферы. Например, диссоциация
[Cu(NH3)4]Cl2 происходит согласно уравнению:
[Cu(NH3)4]Cl2
[Cu(NH3)4]2+ + 2Cl–.
50
Комплексные катионы, содержащие адденды в качестве аммиака,
называются аммиакатами.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие меди с кислотами.
Нагреть медные стружки в пробирке с концентрированной
соляной кислотой, а затем прибавить несколько капель пероксида
водорода и нагреть до появления голубой окраски.
Почему при добавлении пероксида водорода медь растворяется?
Напишите уравнения происходящих реакций. Объясните: а) почему
медь не растворяется в разбавленной серной кислоте, но растворяется
в горячей концентрированной серной кислоте? б) почему медь
растворяется как в концентрированной, так и в разбавленной азотной
кислоте?
Опыт 2. Получение и свойства гидрата оксида меди и основной
соли сернокислой меди.
В пробирку с 3–4 см3 едкого натра прибавьте 3–4 капли сульфата
меди. Полученный осадок взболтайте и разделите в три пробирки.
Напишите уравнения реакций.
В одну из пробирок прибавьте какой-нибудь кислоты до
растворения осадка (напишите уравнения реакции), в другую –
раствор щелочи. На основании проделанных опытов определите, к
какому типу гидроксидов относится гидрат оксида меди.
Нагрейте третью пробирку со взвесью гидрата оксида меди.
Наблюдайте образование осадка черного оксида меди. Сравните
термическую устойчивость гидроксида меди с гидроксидами
щелочных металлов. Напишите уравнения реакций.
Растворите образовавшийся оксид меди в какой-нибудь кислоте.
На основании проделанных опытов определите, к какому классу
оксидов относится оксид меди.
К 2–3 см3 раствора сульфата меди прибавьте 2–3 капли едкого
натра. Наблюдайте получение осадка, затем нагрейте. Сравните
термическую устойчивость основной сернокислой соли меди и
гидроксида меди. Напишите уравнение реакции получения основной
сернокислой соли меди.
Опыт 3. Получение основного карбоната меди Cu2(OH)2CO3.
51
В пробирку налейте 2–3 см3 сульфата меди и прибавьте 1–2 см3
углекислого натрия. Наблюдайте образование основного карбоната
меди и выделение углекислого газа. Напишите уравнения
проведенной реакции.
Закройте пробирку с полученной взвесью газоотводной трубкой
и, опустив конец последней в известковую воду, нагрейте взвесь.
Напишите уравнение реакции разложения основного карбоната меди.
Опыт 4. Характерные реакции на катионы Cu+.
а) К растворам солей меди – сульфата меди, хлорида меди,
нитрата двухвалентной меди – прибавьте сероводородной воды.
Напишите уравнения реакций в ионной и молекулярной формах.
б) К растворам солей меди – CuSO4, CuCl2, Cu(NO3)2 прибавьте
раствор ферроцианида калия K4[Fe(CN)6]. Запишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах и отметьте цвет
ферроцианида меди. Ферроцианид очень плохо растворяется в воде и
разбавленных кислотах.
Опыт 5. Окислительные свойства катиона Cu2+.
К 2–3 см3 раствора сульфата меди прибавить 2–3 капли йодистого
калия. Отделите выпавший осадок йодистой меди Cu2I2 и к фильтрату
прибавьте раствор крахмала. Чем объясняется появление синего
окрашивания?
Определите окислитель и восстановитель в проделанной реакции
и запишите уравнения в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Аммиакаты двухвалентной меди.
Получение [Cu(NH3)4](OH)2. Приготовьте гидрат оксида меди.
Промойте его на фильтре водой и перенесите в фарфоровую чашку. К
перенесенному осадку прибавьте водный раствор аммиака до
растворения
гидроксида
меди,
вследствие
образования
[Cu(NH3)4](OH)2.
На основании проделанных опытов сравните растворимость в
воде Cu(OH)2 и [Cu(NH3)4](OH)2. Часть полученного раствора
перенесите в пробирку, после чего прилейте в нее концентрированный
раствор едкого натра. Наблюдайте выпадение гидроксида меди и
выделение аммиака. Напишите уравнения реакций получения
[Cu(NH3)4](OH)2 и образование гидроксида меди при действии на него
едкого натра.
52
Опыт 7. Получение оксида меди (I).
1. К 2см3 раствора сульфата меди прибавьте избыток раствора
едкого натра и раствора глюкозы. Смесь хорошо перемешайте и затем
нагрейте.
2. Наблюдайте образование желто-оранжевого осадка гидрата
оксида меди (I), который при дальнейшем нагревании переходит в
красный оксид меди.
3. Напишите уравнение реакции получения оксида меди (I),
указав окислитель и восстановитель в этой реакции.
Опыт 8. Получение хлористой меди.
1. В стаканчик с 15 см3 крепкого раствора хлорида меди
прибавьте 2 см3 концентрированной соляной кислоты и немного
медных стружек.
Содержимое кипятите до тех пор, пока несколько капель его,
прилитых в пробирку с водой, не перестанут давать голубое
окрашивание. В этом случае Cu2+ полностью восстанавливается
металлической медью в Cu+, причем в растворе образуется
комплексная кислота H[CuCl2].
Напишите уравнение реакций восстановления Cu2+ в Cu+
металлической медью, происходящего с образованием H[CuCl2].
Полученная кислота неустойчива в разбавленных растворах
соляной кислоты.
2. Вылейте раствор H[CuCl2] в стаканчик с водой и наблюдайте
образование белого осадка Cu2Cl2, нерастворимого в разбавленной
соляной кислоте. Осадок сохраните для следующих опытов.
Напишите уравнение реакции получения хлористой меди из раствора.
Опыт 9. Растворение хлористой меди в соляной кислоте и
водном аммиаке.
С полученного в предыдущем опыте осадка Cu2Cl2 по
возможности полностью слейте жидкость, затем взмутите осадок и
разделите его в две пробирки. В одну из пробирок добавьте
концентрированной соляной кислоты, в другую – крепкого раствора
аммиака. В обоих случаях осадок растворяется с образованием
комплексных соединений, в которых у меди – координационное число
равно 2. Напишите уравнения реакций.
53
Перелейте раствор в фарфоровые чашки и оставьте стоять на
воздухе. Заметьте появление окраски, происходящее вследствие
окисления одновалентной меди в двухвалентную.
Взаимодействие металлического серебра с кислотами
1. Возможно ли растворение серебра в разбавленных растворах
соляной и серной кислот при отсутствии окислителей?
2. Объясните растворение серебра в горячей концентрированной
серной кислоте, происходящее с выделением сернистого газа и
образованием сульфата серебра. Напишите уравнения реакций.
3. Почему происходит растворение металлического серебра в
азотной кислоте? Напишите уравнение реакции, происходящей с
образованием нитрата серебра и выделением диоксида азота.
Опыт 10. Получение оксида серебра.
К 2 см3 разбавленного раствора едкого натра прибавьте несколько
капель AgNO3. Наблюдайте образование бурого осадка оксида
серебра. Напишите уравнения реакций.
Опыт 11. Реакция катиона Ag+.
1. В отдельные пробирки с 2–3 см3 сероводородной воды и
растворами хлоридов, бромидов, йодидов натрия и калия прибавьте
по 1–2 капли раствора азотнокислого серебра. Заметьте цвет
образовавшихся осадков. Полученные осадки очень плохо
растворимы в воде и разбавленных кислотах. Выпавшие осадки
галогенидов поставьте на яркий свет и заметьте их потемнение.
Напишите уравнения реакций.
Опыт 12. Комплексные соединения серебра.
Для Ag+1 так же, как и для Cu+1, характерно
комплексообразование. В комплексных соединениях у Ag+
координационное число равно 2.
Растворение AgCl в водном аммиаке. К 2–3 см3 раствора хлорида
натрия прибавьте несколько капель азотнокислого серебра. На
образовавшуюся
смесь
хлорида
серебра
подействуйте
концентрированным раствором аммиака. Наблюдайте растворение
осадка хлорида серебра вследствие образования аммиаката серебра.
54
Напишите уравнение реакции растворения хлорида серебра в водном
аммиаке.
Контрольные вопросы
1. Какие элементы относятся к 1-ой группе периодической
системы? Какие из них составляют главную, какие побочную
подгруппы?
2. Чем объясняется сходство и отличие элементов побочной
подгруппы и щелочных металлов?
3. Можно ли растворить медь, серебро в разбавленной соляной,
серной и азотной кислотах. Почему?
4. Почему медь и серебро не растворяются в разбавленной
соляной и серной кислотах в отсутствие окислителя?
5. Как определить к какому типу гидроксидов относится гидрат
оксида меди?
6. Укажите условия образования гидрата оксида меди и основной
соли сульфата меди?
7. Как получить сульфид и ферроцианид меди? В чем они не
растворимы?
8. Почему при взаимодействии сульфата меди с йодистым
калием выделяется йод?
9. Как можно получить аммиакат меди? Какого он цвета?
CuO
CuCl2 – осуществить ряд превращений.
10. Cu
Cu(OH)2
55
Лабораторная работа № 11
ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ
Цинк и его электронные аналоги – кадмий и ртуть – являются
элементами побочной подгруппы второй группы периодической
системы элементов. Электронная структура атомов этих элементов: …
(n – 1)d10ns2, где n – номер внешнего электронного слоя, совпадающий
с номером периода, в котором находится элемент.
Валентность цинка и его аналогов постоянная и равна 2.
Электроны (n – 1)d10 – энергетического подуровня при
возбуждении атомов не распариваются и не влияют на валентные
свойства рассматриваемых элементов.
Ртуть образует ионы Hg2+ и Hg22+. В Hg22+ ртуть двухвалентна, а
степень окисления +1, атомы ртути образуют ковалентную
неполярную связь друг с другом:
– Hg – Hg –.
Соединения Hg22+ в зависимости от условий могут быть
окислителями и восстановителями.
Цинк, кадмий, ртуть – металлы. Восстановительная активность
падает от цинка  к кадмию  к ртути. Стандартные электродные
потенциалы:
0Zn/Zn2+ = – 0,763 B, φ0Cd/Cd2+ = – 0,403B, φ0Hg/Hg2+ = +0,850 B.
Цинк и кадмий растворяются во всех кислотах (HCl, H2SO4, HNO3
концентрированных и разбавленных). Цинк и кадмий должны
восстанавливать водород даже из воды, но в чистой воде ни цинк, ни
кадмий не растворяются, так как:
Me + 2H2O = H2 + 2Me(OH)2
поверхность металлов покрывается тонкой пленкой нерастворимого
гидроксида, которая предохраняет металл от дальнейшего
растворения.
Ртуть растворяется только в кислотах – окислителях, в избытке
кислоты образуются соли Hg2+, при недостатке – Hg22+:
56
3Hg + 8HNO3(p) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
6Hg + 8HNO3(p) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Некоторые соединения Hg22+ неустойчивы и при образовании
сразу превращаются в смесь соединений Hg2+ и высокодисперсной
металлической ртути, например:
Hg2(NO3)2 + 2KOH = HgO
+ Hg + 2KNO3 + H2O.
Гидроксид цинка амфотерен, а в ряду напряжений цинк стоит
перед водородом, поэтому вытесняет водород из растворов щелочей:
Zn + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4] + H2 .
Гидроксиды Zn2+, Cd2+ растворяются в растворе аммиака с
образованием амминокомплексов:
Э(OH)2 + 4NH3 + 2H2O = [Э(NH3)4(H2O)2](OH)2
или
Э(OH)2 + 4NH3 = [Э(NH3)4](OH)2.
Гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются с образованием
HgO и Hg2O:
Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O,
Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + 2NaNO3 + H2O.
Элементы подгруппы цинка очень склонны к образованию
комплексных соединений с координационными числами 3, 4 и 6,
например:
ZnCl2 + 6NH4OH = [Zn(NH3)6]Cl2 + 6H2O,
Cd(OH)2 + 4KCN = K2[Cd(CN)4] + 2KOH,
2KI + HgI2 = K2[HgI4].
Металлическая ртуть, а также ее соединения очень ядовиты даже
в малых концентрациях. Ртуть накапливается в организме, и тяжелые
последствия этого могут проявиться не сразу.
Соединения кадмия ядовиты так же, как и соединения ртути,
менее ядовиты соединения цинка.
57
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение кадмия.
Пользуясь данными таблицы нормальных электродных
потенциалов, подберите металлы, способные восстанавливать ионы
кадмия из растворов его солей. Проделайте соответствующий опыт,
используя один из имеющихся в лаборатории металлов. Напишите
уравнения реакций.
Опыт 2. Взаимодействие цинка с кислотами.
(Работу проводить в вытяжном шкафу)!
В шесть пробирок поместите по кусочку гранулированного цинка
и подействуйте на них в отдельности разбавленными и
концентрированными растворами кислот HCl, H2SO4, HNO3.
Наблюдайте происходящие явления. Напишите уравнения реакций.
Составьте схему перехода электронов. Подберите коэффициенты.
Опыт 3. Взаимодействие цинка со щелочами.
Поместите в пробирку немного цинковых стружек и прилейте
концентрированный раствор щелочи. Нагрейте и наблюдайте
выделение газа. Объясните механизм происходящих реакций.
Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.
Из находящихся в лаборатории реактивов получите гидроксид
цинка и кадмия. Напишите уравнения реакций. Испытайте отношение
гидроксидов цинка и кадмия к разбавленной соляной кислоте и
щелочи. Какой из гидроксидов обладает амфотерными свойствами?
Подтвердите уравнениями химических реакций в молекулярной и
ионной формах.
Опыт 5. Получение и свойства сульфида кадмия.
Получите сульфиды цинка и кадмия, используя в качестве
осадителя сероводородную воду. Напишите уравнения реакций,
отметьте цвет осадков. Слейте с осадков жидкость и добавьте к
осадкам разбавленный раствор соляной кислоты. Растворяются ли
осадки в соляной кислоте?
58
Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия.
В две пробирки налейте растворы солей цинка и кадмия (порознь)
и в каждую добавьте по каплям раствор гидроксида аммония до
образования осадков, а затем до полного их растворения.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что координационные
числа цинка и кадмия в полученных комплексных соединениях
равны 4. Напишите уравнения электролитической диссоциации
полученных комплексных соединений и выражение констант
нестойкости комплексных ионов.
Опыт 7. Гидролиз солей цинка и кадмия.
1. Испытайте раствором нейтрального лакмуса реакцию среды
растворов сульфатов цинка, кадмия и хлорида цинка. Напишите
уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.
2. В горячий раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка,
предварительно очистив его поверхность наждачной бумагой.
Наблюдайте выделение водорода. Объясните механизм происходящих
процессов. Напишите уравнения в молекулярной и ионной формах.
3. К раствору сульфата кадмия прилейте раствор карбоната
натрия. Наблюдайте образование осадка. Продуктом какой ступени
гидролиза
является
образовавшееся
вещество?
Напишите
молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза карбоната
кадмия по ступеням.
Вопросы и задачи
1. Напишите электронные формулы атомов цинка, кадмия и
ртути. В какой группе они расположены, к какому семейству
относятся?
2. Напишите уравнения реакций растворения цинка:
а) в соляной кислоте (конц. и разб.);
б) в серной кислоте (конц. и разб.);
в) в азотной кислоте (конц. и разб.);
г) в щелочи.
3. Чем объяснить растворение металлического цинка в растворе
хлорида аммония? Составьте уравнения реакций.
4. Как получить гидроксиды цинка и кадмия?
5. Напишите схему равновесия в системе: «осадок – раствор –
гидроксид Zn2+» и укажите в каком направлении сместится равновесие
59
при добавлении: а) кислоты; б) щелочи. Растворяется ли гидроксид
кадмия в кислотах и щелочах?
6. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
ZnCO3  ZnO  ZnSO4  Zn(OH)2  Na2ZnO2  ZnSO4  Zn.
7. Как из нитрата цинка получить гидроксоцинкат калия?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионой формах.
60
Лабораторная работа № 12
СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА
Хром относится к переходным d-элементам и находится в
побочной подгруппе VI группы периодической системы элементов. В
соответствии с электронной конфигурацией (3d54s1) хром может
проявлять степень окисления от I до VI. Наиболее устойчивы
соединения хрома (III) и хрома (VI).
На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой,
которая не растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от
коррозии. Хром не растворяется в растворах кислот, анионы которых
выступают как окислители.
Соединения хрома (III)
Оксид хрома Cr2O3 нерастворим ни в воде, ни в кислотах.
Отвечающий ему гидроксид Cr(OH)3 амфотерен:
или
2Cr(OH)3 + 3H2SO4  Cr2(SO4)3 + 6H2O,
Cr(OH)3 + 3KOH  K3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + KOH  KCrO2 + 2H2O.
Соли типа KCrO2 – хромиты – можно рассматривать как
производные метахромитной кислоты HСrO2. Соли этой кислоты
подвержены сильному гидролизу. Поэтому водные растворы
хромитов имеют сильнощелочную реакцию, а солей содержащих
катионы Cr (III), – кислую.
Соли хрома (II) и слабых кислот нацело гидролизуются:
Cr2S3 + 6H2O  2Cr(OH)3  + 3H2S  .
Хром в степени окисления 3+ может быть восстановителем. Он
легко окисляется в щелочной среде хлором, бромом, пероксидом
водорода с образованием хроматов:
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH
3K2SO4 + 2K2CrO4 + 5H2O,
Cr3+ – 3e + 4OH– = CrO42– + 4H+
O22– + 2e = 2O2–
2
3
61
В кислой среде хром окисляется такими окислителями, как
перманганат калия, висмутат калия до двухромовой кислоты:
2Cr(NO3)3 + 3KBiO3 + 6HNO3  H2Cr2O7 + 3KNO3 + 3Bi(NO3)3 + 2H2O
2Cr3+ – 6e + 7H2O = Cr2O72– + 14H+
BiO3- + 2e + 6H+ = Bi3+ + 3H2O
1
3
Соединения хрома (VI)
Оксид хрома (VI) CrO3 – хромовый ангидрид – легко
растворяется в воде с образованием хромовой (H2CrO4) и двухромовой
(H2Cr2O7) кислот:
2H2CrO4 = H2Cr2O7 + H2O.
Соли этих кислот называются хроматами и бихроматами. Водные
растворы хроматов – щелочные. Это связано с протеканием
следующих процессов:
Cr2O72– + H2O
2CrO42– + 2H+
2H+ + 2CrO42–,
2HCr
HCrO4–
Cr2O72– + H2O.
Следовательно, чтобы провести хромат в бихромат принято
подкислять раствор, а чтобы перевести бихромат в хромат – добавлять
в раствор щелочь.
Хроматы тяжелых металлов плохо растворимы в воде:
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3.
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.
Например, в кислой среде:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O,
в нейтральной среде:
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 8H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH + 6NH4OH.
62
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III).
Получите
в
двух
пробирках
тригидроксид
хрома
взаимодействием раствора соли хрома (III) (3–4 капли) с 2 н
раствором щелочи (1–2 капли). Испытайте его свойства, для чего
добавьте в одну пробирку по каплям 2 н раствор соляной и серной
кислоты, а в другую – 2 н раствор щелочи до растворения осадка и
образования хромита.
Составьте уравнения реакций получения тригидроксида хрома и
взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярной и ионной
формах. Сделайте вывод о химическом характере гидроксида
хрома (III).
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома (III).
1. К полученному в опыте 1 раствору хромита натрия добавьте
1–2 капли гидроксида натрия и 3–5 капель 3%-ного раствора
пероксида водорода. Смесь нагрейте до изменения окраски.
2. К раствору соли хрома (III) добавьте избыток щелочи до
растворения осадка и по каплям хлорную (бромную) воду до
изменения цвета раствора. Напишите уравнения всех происходящих
реакций.
Опыт 3. Условия существования в растворе хроматов и
бихроматов.
1. Поместите в пробирку 4–5 капель раствора хромата калия
K2CrO4.
Каков цвет раствора, характерный для ионов CrO42–?
Добавьте несколько капель серной кислоты. Каков цвет раствора,
обусловленный ионами Cr2O72–?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
учитывая, что процесс обратим.
2. Учитывая обратимость процесса, исследуемого в предыдущем
опыте, определите смещение равновесия при добавлении нескольких
капель щелочи. Напишите уравнения реакций перехода бихромата в
хромат.
63
Опыт 4. Гидролиз солей хрома.
1. В пробирку с несколькими каплями дистиллированной воды
добавьте 1–2 капли лакмуса и несколько кристаллов сульфата хрома
(III). После растворения соли отметьте изменение окраски лакмуса и
напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах.
2. Получите хромат натрия (опыт 1) и нагрейте его на водяной
бане до выпадения осадка. Напишите уравнения гидролиза и укажите,
какое значение имеет нагревание.
Опыт 5. Получение малорастворимых хроматов.
1. В пробирку с раствором хромата калия (3–4 капли) прибавьте
по 2–3 капли растворов хлорида бария (в первую пробирку) и нитрата
свинца (во вторую пробирку). Отметьте цвет осадков. Напишите
уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Проделайте те же опыты, заменив раствор хромата калия
бихроматом. Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
а) Окисление сероводорода. В раствор бихромата калия (4–5 капель),
подкисленного 2 н раствором серной кислоты (2–3 капли), внесите по
каплям свежеприготовленную сероводородную воду до изменения
окраски раствора. Отметьте помутнение раствора. Напишите
уравнения реакции.
б) Окисление йодида калия. К подкисленному серной кислотой
раствору бихромата калия (3–4 капли) добавьте 3–4 капли раствора
йодида калия. Отметьте изменение окраски. Докажите с помощью
крахмала выделение свободного йода, для чего в пробирку с
4–5 каплями крахмала внесите 1 каплю полученного в опыте раствора.
Напишите уравнения реакций.
Вопросы и задачи
1. Приведите схему строения атома хрома. Почему он проявляет
металлические свойства?
2. Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить
химический характер оксидов Cr2O3 и CrO3.
3. Напишите уравнения реакций получения из оксида хрома (VI)
хромат натрия и хромат калия.
64
4. Как меняются окислительно-восстановительные свойства
соединений хрома с увеличением степени их окисления?
5. Какой объем хлора (н. у.) выделится при взаимодействии
1 моля бихромата натрия с избытком соляной кислоты?
6. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие переходы:
KCr(SO4)  K2Cr2O7  CrO3  K2CrO4  CrCl3.
7. Допишите уравнения следующих реакций:




Cr(OH)3 + O2 + H2O
Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH
K2Cr2O7 + KI + H2SO4
Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH
65
Лабораторная работа № 13
СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МАРГАНЦА
Элемент побочной подгруппы 7 группы периодической системы
марганец в наружном слое имеет 2 электрона. Подуровни с
валентными электронами имеют строение …3d54s2.
У марганца отсутствует тенденция к присоединению электронов.
Он способен лишь отдавать электроны: два с наружного уровня и до
пяти с предпоследнего, проявляя максимальную степень окисления
7+. Кроме того, марганец проявляет степень окисления 2+, 3+, 4+, 6+.
Наиболее устойчивы соединения с окислительными числами
2+, 4+, 7+.
Марганец – активный металл. Он медленно реагирует с водой,
легко растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn (II).
С повышением степени окисления марганца уменьшается
основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их
кислотные свойства:
MnO  Mn2O3  MnO2  MnO3  Mn2O7



Mn(OH)2; Mn(OH)3, Mn(OH)4
основные свойства
амфотерные

H2MnO4

HMnO4
кислотные свойства.
При действии щелочей на соли марганца (II) образуется белый
осадок Mn(OH)2, легко окисляющийся на воздухе:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.
Соли марганца (II) в твердом состоянии и в концентрированных
растворах окрашены в розовый цвет, разбавленные растворы
бесцветны. Весьма устойчивым соединением является диоксид
марганца MnO2, который может быть получен при окислении Mn (II),
а также является восстановителем соединений марганца (VI) и
марганца (VII). Следовательно, Mn (IV) может быть и окислителем, и
восстановителем, однако чаще диоксид марганца используется как
окислитель.
66
Соединением марганца (IV) при сплавлении со щелочами в
присутствии окислителей образуются соли марганцеватой кислоты –
манганаты, анионы которой MnO42– окрашены в зеленый цвет.
Манганаты устойчивы только в сильнощелочной среде, в
разбавленных растворах легко разлагаются:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
При окислении манганатов, например хлором, образуются
перманганаты – соли марганцевой кислоты HMnO4. Из них наиболее
важный – перманганат калия, – который проявляет сильные
окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах. В
зависимости от кислотности среды восстановление Mn (VII)
происходит по следующим схемам:
MnO42– + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O (кислая среда);
MnO4– + 3e + 2HOH = MnO2 + 4OH– (нейтральная среда);
MnO4– + e = MnO42– (щелочная среда, при малом
количестве восстановителя).
При нагревании перманганаты легко разлагаются с выделением
кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение и свойства дигидроксида марганца.
К раствору соли марганца (II) (3–4 капли) прибавьте 5–6 капель
раствора гидроксида натрия. Для установления характера гидроксида
марганца полученный осадок разделите на 3 части. К одной части
прибавьте 3–4 капли 2 н кислоты, ко второй части – 3–4 капли
раствора щелочи. Напишите уравнения реакций в молекулярной и
ионной формах.
Осадок в третьей пробирке оставьте стоять на воздухе. Как
меняется цвет осадка? Напишите уравнения реакций.
Опыт 2. Окисление солей двухвалентного марганца.
а) Окисление брома. Внесите в пробирку 2–3 капли раствора
сульфата марганца и 4–5 капель раствора гидроксида натрия.
67
К полученному осадку гидроксида марганца добавьте 5–6 капель
бромной воды. Отметьте изменение цвета осадка. Напишите
уравнения реакций.
б) Окисление висмутатом натрия. Поместите в пробирку 1 каплю
раствора сульфата марганца и 5–6 капель 2 н раствора азотной
кислоты. Добавьте немного висмутата натрия. Отметьте цвет
раствора. Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца.
1. Поместите в пробирку немного диоксида марганца прибавьте
5–6 капель 2 н серной кислоты и 4–5 капель раствора сульфата железа
(II). Напишите уравнения реакций.
2. В пробирку поместите немного диоксида марганца и добавьте
2–3 капли концентрированной соляной кислоты. По цвету и запаху
определите, какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно
активно, пробирку подогрейте. Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Влияние реактивной среды на окислительные свойства
перманганата калия.
В три пробирки налейте по 3–4 капли раствора перманганата
калия. Добавьте в одну пробирку 2–3 капли 2 н раствора серной
кислоты, в другую столько же воды, в третью – 2–3 капли раствора
щелочи. В каждую пробирку надо добавить 4–5 капель раствора
сульфита натрия. Отметьте изменение первоначальной окраски
раствора перманганата в каждом случае. Напишите уравнения всех
происходящих реакций.
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства соединений
марганца (VI).
Полученный в опыте 4 манганат разделите на три пробирки.
а) Самоокисление-самовосстановление манганата. В одной из
пробирок наблюдайте разложение манганата. Напишите уравнения
реакций.
б) Взаимодействие манганата калия с хлором. Во вторую
пробирку с раствором манганата добавьте 2–3 капли хлорной воды.
Напишите уравнения реакций.
в) Взаимодействие манганата калия с сульфитом натрия. В
третью пробирку к раствору манганата добавьте несколько кристаллов
сульфита натрия. Напишите уравнения реакций.
68
Опыт 6. Окислительные свойства перманганата калия.
а) Окисление сульфата железа (II). В пробирку поместить
3–4 капли раствора перманганата калия, столько же 2 н раствора
серной кислоты и несколько кристалликов соли Мора. Как изменилась
окраска раствора? Напишите уравнения реакций.
б) Окисление соли марганца (II). Внесите в пробирку 3–4 капли
раствора перманганата калия и столько же раствора сульфата
марганца. Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. Какая
среда образовалась в полученном растворе? Напишите уравнения
реакций.
в) Окисление пероксида водорода. В пробирку внесите 3–5 капель
раствора перманганата калия и 2–3 капли 2 н раствора серной
кислоты. Добавьте 3–4 капли 10%-ного раствора пероксида водорода.
Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.
Опыт 7. Разложение перманганата калия при нагревании.
Поместите 3–4 кристаллика перманганата калия в пробирку и
нагрейте ее до полного разложения перманганата. Выделение
кислорода установите с помощью тлеющей лучинки. После
охлаждения пробирки добавьте 5–6 капель холодной воды. Какой цвет
имеет полученный раствор и осадок? Напишите уравнения реакций
разложения.
Вопросы и задачи
1. Напишите электронную формулу атома марганца. Дайте на
основании этой формулы краткую характеристику.
2. Какие окислительные числа проявляет марганец?
3. Как взаимодействует марганец с водой, кислотами,
окислителями?
4. Каков характер оксидов марганца? Чем объяснить, что они
сильно отличаются химическими свойствами?
5. Приведите реакции, подтверждающие восстановительные
свойства марганца (II).
6. Приведите
реакции
получения
диоксида
марганца,
охарактеризуйте его свойства с точки зрения кислотных и
окислительно-восстановительных свойств.
69
Лабораторная работа № 14
АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Азот, элемент 5 группы главной подгруппы, имеет электронную
конфигурацию …2s22p3.
Молекула азота состоит из двух атомов соединенных тройной
связью, поэтому она инертна при нормальных условиях. N2
термически устойчива. С повышением температуры химическая
активность молекулы азота возрастает.
Для азота характерны соединения со следующими степенями
окисления: –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5;
а) водородные соединения: аммиак – NH3 (–3), гидразин – N2H4
(–2), гидроксиламин – NH2OH (–1);
б) кислородные соединения (оксиды азота): N2O, NO, N2O3, NO2,
N2O5;
в ряду соединений: N–3, N+1, N+2, N+3, N+4, N+5
усиливаются окислительные свойства
усиливаются восстановительные свойства
Аммиак NH3 – газ, без цвета, с резким запахом, хорошо
растворимый в воде:
NH3 + H2O
NH4OH
NH4+ + OH–.
Водный раствор аммиака (нашатырный спирт) имеет щелочную
реакцию, проявляет все свойства оснований.
Оксид азота N2O3 при взаимодействии с водой образует
азотистую кислоту HNO2, соли которой называются нитратами.
Азотистая кислота проявляет свойства как восстановителя, так и
окислителя. В качестве восстановителя азотистая кислота реагирует
следующим образом:
NO2– + H2O – 2e
NO3– + 2H+,
а в качестве окислителя азотистая кислота превращается в NO:
NO2– + 2H+ + e
NO + H2O.
70
N2O5 – оксид азота при взаимодействии с водой образует азотную
кислоту HNO3, которая является окислителем. При нагревании она
разлагается с выделением кислорода и оксида азота NO2:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O.
Степень восстановления азота будет зависеть от концентрации
кислоты и от силы восстановителя. При одной и той же силе
восстановителя азот будет восстанавливаться до двухвалентного
состояния NO (если HNO3 разбавленная) и до четырехвалентного NO2,
если кислота концентрированная.
Металлы, стоящие в ряду напряжений Бекетова за водородом,
будут восстанавливать азот только до двухвалентного состояния (NO):
Me + HNO3(p)  Me(NO3)x + NO + H2O,
а при взаимодействии с концентрированной кислотой до NO2:
Me + HNO3(K)  Me(NO3)x + NO2 + H2O.
Чем активнее металл, тем сильнее он восстанавливает азот, а
такие металлы, как цинк, магний могут восстанавливать азот до N2,
NH3 или солей аммония NH4NO3:
Me + HNO3(k)  Me(NO3)x + NO2 + H2O,
Me + HNO3(p)  Me(NO3)x + NH4NO3(N2) + H2O.
При нагревании нитраты металлов, стоящие в ряду напряжений
левее
водорода,
разлагаются
с
образованием
нитритов
соответствующих металлов и выделением кислорода:
t
Me(NO3)x
Me(NO2)x + O2 .
Нитриты менее активных металлов (магний – медь) разлагаются с
образованием оксидов и кислорода:
Me(NO3)x
t
MexOy + NO2 + O2,
а еще менее активных (правее меди) с образованием свободных
металлов:
71
Me(NO3)x
t
Me + NO2 + O2.
Концентрированная азотная кислота окисляет и неметаллы
(S, P, C) по схеме:
HNO3(K) + S  H2SO4 + NO,
HNO3(K) + C  CO2 + H2O + NO.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение и свойства азота.
Насыпьте в пробирку 1–2 г измельченного нитрита натрия,
прилейте по каплям 2–3 см3 концентрированного раствора хлорида
аммония и осторожно нагрейте. Соберите выделяющийся газ и
проверьте, поддерживает ли он горение. Напишите уравнение реакции
получения азота.
Опыт 2. Получение и свойства аммиака.
Смесь NH4Cl и Ca(OH)2 всыпьте на 1/3 в пробирку и закрепите ее
в штативе так, чтобы дно было несколько выше отверстия. На
газоотводную трубку наденьте сухую пробирку и закройте ее ватой.
Нагрейте смесь (несильно) и через несколько минут, когда пробирка
наполнится аммиаком, осторожно снимите с трубки (не
переворачивая) и закройте пальцем. Пробирку погрузите в
кристаллизатор с водой и под водой откройте отверстие. Так как на
поверхности воды образуется при этом насыщенный аммиачный
раствор, который легче воды, то дальнейшее растворение идет
медленно и для его ускорения нужно пробирку слегка покачивать.
Когда вода перестанет входить в пробирку, закройте отверстие
пробирки над водой пальцем и выньте пробирку из кристаллизатора.
К полученному раствору добавьте фенолфталеин, отметьте цвет
раствора и разделите раствор на две части. Одну часть полученного
раствора нагрейте до кипения, прокипятите 2–3 мин и отметьте
изменение окраски. Во вторую часть раствора добавьте немного
твердого хлористого аммония и наблюдайте изменение окраски.
Объясните все наблюдаемые явления, напишите химические
равенства. Дайте ответ, какие молекулы и ионы находятся в
равновесии друг с другом в водном растворе аммиака. Укажите, в
какую сторону смещается равновесие: при нагревании; при введении
хлористого аммония.
72
Опыт 3. Получение аммиака и открытие иона аммония.
Налейте в пробирку немного раствора хлористого аммония и
прибавьте к нему щелочи. Нагрейте смесь до кипения. Определите по
запаху выделяющийся газ. Напишите химические уравнения всех
происходящих при этом химических реакций.
Опыт 4. Термическая диссоциация хлористого аммония.
Положите в сухую пробирку немного хлористого аммония и
нагрейте, держа пробирку наклонно. Нагревать следует до тех пор,
пока весь хлористый аммоний не возгонится.
Отличается ли возогнанное вещество по своему составу от
хлористого аммония; для доказательства этого полученные кристаллы
растворите в воде и откройте в растворе ионы хлора и аммония.
Опыт 5. Получение оксида азота (I) и его свойства.
В пробирку с газоотводной трубкой, укрепленную в штативе,
насыпьте около 1/3 сухого азотнокислого аммония и осторожно ее
нагрейте. После начала разложения соли нагревание надо вести так,
чтобы выделение газа было равномерным и не очень сильным.
Как только разложение начнет идти быстрее, горелку необходимо
отодвинуть. При сильном нагревании реакция идет очень бурно и
может произойти взрыв.
Когда весь воздух вытеснен из прибора соберите выделяющийся
газ в цилиндр, наполненный горячей водой и опрокинутый
кристаллизатор тоже с горячей водой.
Наполнив цилиндр газом, выньте газоотводную трубку из воды и
только после того прекратите нагревание.
Закройте цилиндр под водой стеклом, выньте из кристаллизатора
и внесите в него тлеющую лучинку.
Опыт 6. Получение оксида и диоксида азота.
В пробирку, укрепленную в штативе, положите немного медных
стружек, заполните 1/3 разбавленной азотной кислотой (1:1) и
закройте пробкой с газоотводной трубкой.
Слегка подогрейте пробирку. Газоотводную трубку опустите в
воду. Когда выходящий из пробирки газ перестанет окрашиваться в
бурый цвет, подведите конец газоотводной трубки под цилиндр,
заполненный водой, и соберите в него выделяющийся газ.
73
Закройте под водой стеклянной пластинкой цилиндр и выньте его
из воды. Держите цилиндр на фоне белой бумаги и наблюдайте
происходящее явление.
Налейте в цилиндр немного воды и испытайте полученный
раствор синей лакмусовой бумажкой или метилоранжем. Объясните
наблюдаемое явление и напишите уравнения реакции.
Опыт 7. Термическое разложение нитратов.
Проколите в пробирке 2 г азотнокислого натрия до прекращения
выделения газа. Выделяющийся газ испытайте тлеющей лучинкой. То
же проделайте со следующими солями: азотнокислым свинцом и
азотнокислым серебром.
Напишите уравнения всех проведенных реакций, составьте схемы
перераспределения электронов и отметьте, какие атомы или ионы
восстанавливаются и какие окисляются.
Опыт 8. Разложение азотной кислоты при нагревании.
Налейте 2 см3 концентрированной азотной кислоты в пробирку,
укрепите ее в штативе и слегка нагрейте (в вытяжном шкафу).
Внесите в пробирку тлеющую лучинку, держа ее щипцами. Напишите
уравнения реакции разложения азотной кислоты, составив к ней
окислительно-восстановительную схему.
Опыт 9. Действие азотной кислоты на металлы и неметаллы.
В одну пробирку положите кусочек цинка, в другую кусочек
олова и прибавьте в обе пробирки концентрированной азотной
кислоты. Какой газ выделяется?
Напишите уравнение реакции, имея в виду, что цинк переходит в
нитрат, а олово – в H2SnO3 бета-метаоловянную кислоту. В две другие
пробирки положите те же металлы и добавьте сильно разбавленной
азотной кислоты; при этом образуются нитраты этих металлов.
Напишите уравнения реакций.
В фарфоровую чашку налейте немного концентрированной
азотной кислоты и бросьте туда кусочек серы. Нагрейте. Сера
постепенно окисляется до серной кислоты.
После охлаждения жидкость налейте в пробирку с водой и
обнаружьте в растворе серную кислоту. Напишите уравнения всех
проведенных реакций составив окислительно-восстановительные
схемы.
74
Опыт 10. Окислительно-восстановительные свойства азотистой
кислоты.
Налейте в пробирку 2 см3 раствора йодистого калия, подкислите
его разбавленной серной кислотой и затем прибавьте к нему немного
раствора азотисто-кислого натрия. К небольшой части полученного
раствора добавьте воды и прилейте раствор крахмала для
обнаружения свободного йода.
К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия
добавьте нитрат калия до обесцвечивания раствора. Составьте
уравнение реакций, учитывая, что ионы MnO4– восстанавливаются в
ионы Mn2+:
MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O.
Контрольные вопросы
1. Что общего между электролитической и термической
диссоциацией и в чем состоит различие между ними?
2. Приведите примеры термической и электролитической
диссоциации.
3. Может ли азотная кислота проявлять восстановительные
свойства?
4. Можно ли получить водород из азотной кислоты вытеснением
его металлами: магнием, алюминием и медью? Почему?
5. Напишите
химические
уравнения
взаимодействия
разбавленной и концентрированной азотной кислоты с цинком,
оловом и серой.
6. Почему соли азотной кислоты являются окислителями? Могут
ли они быть восстановителями? Почему?
7. Напишите химические уравнения разложения при нагревании
азотно-кислых солей натрия, алюминия, меди.
8. Какими свойствами обладает оксид азота (I), оксид азота (II) и
оксид азота (IV)?
9. Почему азотистая кислота обладает окислительными и
восстановительными свойствами?
10. Чем объясняется различная прочность азотной и азотистой
кислоты?
11. Чем объясняется небольшая химическая активность азота в
свободном состоянии?
75
Часть 3
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Лабораторная работа № 15
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВЯЗКОСТИ ЖИДКОСТИ
МЕТОДОМ КАПИЛЛЯРНОГО ИСТЕЧЕНИЯ
Межмолекулярные
или
межатомные
взаимодействия
(притяжения) препятствуют относительному перемещению частиц
вещества.
Такое
сопротивление
перемещению
называется
внутренним трением или вязкостью вещества. Внешним
проявлением вязкости является свойство газов и жидкостей,
характеризующее их сопротивление течению. Непрерывное
хаотическое движение молекул жидкости или газа обуславливает
процессы диффузии, теплопроводности и внутреннего трения. Эти
процессы имеют много общего и поэтому объединяются под общим
названием – процессы переноса.
Остановимся на сути различных процессов переноса.
Теплопроводность осуществляется передачей хаотического
теплового движения частиц с большей кинетической энергией
(область более высоких температур) к частицам с меньшей
кинетической энергией (область меньших температур среды).
Диффузия осуществляется переносом частиц из области с
высокой в область низкой концентрации их.
Вязкость проявляется в передаче импульса от более быстрых
частиц к более медленным.
Таким образом, все явления переноса: а) диффузия,
б) теплопроводность, в) вязкость имеют аналогию в механизме,
которая заключается в выравнивании определенного свойства:
а) концентрации, б) температуры, в) скорости во всем объеме
вещества путем молекулярного (атомарного) переноса материи или ее
движения: а) самих молекул или атомов, б) их энергии, в) их
импульсов.
Чтобы найти математическое выражение вязкости, поместим
тонкий слой жидкости между двумя параллельными пластинами,
отстоящими друг от друга на расстоянии dZ (рис. 15.1). Пусть
площадь верхней пластины равна S. Приложим к верхней пластине
76
силу F, таким образом, чтобы заставить пластину двигаться
параллельно нижней пластине с постоянной относительной скоростью
dV. Силы межмолекулярного сцепления, существующие между
поверхностями твердого тела (пластинами) и жидкостью приводят к
тому, что непосредственно прилегающий к пластине слой жидкости
полностью задерживается, как бы «прилипает» к ней. На неподвижной
пластине скорость течения обращается в нуль. По мере приближения
к движущейся пластине скорость увеличивается и на поверхности ее
становится равной dV.
Рис. 15.1. Распределение скоростей в ламинарном потоке.
Сила внутреннего трения противодействует движению пластины.
При
равномерном
движении
приложенная
сила
будет
пропорциональна площади пластины S и градиенту скорости dV / dZ,
таким образом:
F   S
dV
;
dZ
(15.1)
где  – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы
вещества и называется коэффициентом внутреннего трения или
коэффициентом динамической вязкости.

F dZ

;
S dV
(15.2)
Знак (–) указывает, что передача импульса осуществляется в
направлении от большей скорости к меньшей.
В зависимости от скорости потока жидкости различают два типа
течения: ламинарное (послойное) и турбулентное (вихревое).
Вязкость является физико-химическим свойством вещества только
77
при ламинарном течении и сохраняет постоянство в широком
диапазоне геометрических характеристик системы и потока вещества.
Из выражения (15.2) следует, что коэффициент динамической
вязкости равен силе внутреннего трения, возникающей на единице
поверхности соприкасающихся слоев потока при единичном
градиенте скорости между ними, т. е.  является количественной
характеристикой сопротивляемости вещества течению.
В системе СГС динамический коэффициент вязкости измеряется
в Пуазах (П):

F   Z   длина  см  длина  сек  г  1 П.
S  V  см2 см/сек
см  сек
см2
В системе СИ коэффициент  имеет размерность:
  F   Z   2н  м  н  сек
.
S  V  м н/м  м2
При вязком ламинарном течении для вещества характерно не
только сопротивление течению, но и скорость передачи импульсов от
слоя к слою, т. е. быстрота выравнивания скоростей в потоке, которая
характеризуется кинематическим коэффициентом вязкости ν. Так
как скорость передачи импульсов прямо пропорциональна вязкости 
и обратно пропорциональна инерции слоев потока, характеризуемой
удельной массой (плотностью вещества (ρ), то:
v   / .
(15.3)
Коэффициент ν измеряется в системе СГС в Стоксах (Ст.)
v   /   
г 

 см  сек 
В системе СИ
v  
2
 г  см
 1 Ст.
 3 
 см  сек
м2
.
сек
78
Так как в выражение ν входят только кинематические
характеристики (длина и время), то отсюда и ее название (в отличие от
, в которую входит еще и масса – динамическая характеристика).
Величина, обратная вязкости, называется текучестью (φ) и
измеряется в обратных Пуазах:
 1 .

(15.4)
Вязкость зависит от природы вещества, температуры и давления,
меняясь в огромном диапазоне (в 1015) раз. Вязкость сильно нарастает
при переходе вещества из парообразного состояния в жидкое, из
жидкого в твердое. Повышение давления увеличивает вязкость, с
повышением температуры вязкость уменьшается. (Для жидкостей
 ≈ Т–3).
Для измерения вязкости жидкости при комнатных температурах
широко используется метод капиллярного истечения. Он основан
на известном законе Пуазейля, описывающем закономерность
ламинарного движения жидкости в капилляре.
Q
d 4 
,
128l
(15.5)
где Q – объем истекшей жидкости, см3,
d – диаметр капилляра, см,
l – длина капилляра, см,
∆ρ – перепад давления по длине капилляра, дин/см2,
τ – время истечения, сек,
 – динамический коэффициент вязкости, П.
При истечении жидкости из вертикально расположенного
капилляра под собственным весом ∆ρ = ρgl уравнение (15.5) примет
вид:
 4 g
Q
d 
,
(15.6)
128

где ρ – плотность, г/см3,
g – ускорение гравитационного поля, см/сек2.
79
Из уравнения Пуазейля можно определить , если известны
прочие, входящие в него величины. Определение значительно
упрощается, при использовании сравнительной методики, которая
заключается в следующем.
Пусть имеются две жидкости с одинаковым объемом. При
протекании их через один и тот же капилляр получим:
Q1 
 4 1g
d

128
1
Q2 
и
 4 2 g
d
2 .
128
2
(15.7)
Из (15.7) при Q1 = Q2 следует, что:
11 2 2

.
1
2
(15.8)
Если известна вязкость 2 одной из жидкостей (стандартная
жидкость), то при известных ρ1 и ρ2, достаточно из опыта найти τ1 и τ2,
чтобы определить 1 исследуемой жидкости, т. е.
1 
11
2 .
2 2
(15.9)
Этот метод определения вязкости используется в данной работе.
Зная величину , можно рассчитать ν – кинематическую вязкость
по уравнению (15.3).
Экспериментальная часть
В данной лабораторной работе определяется вязкость раствора
хлористого кальция с использованием в качестве стандартной
жидкости воды. Значения коэффициента вязкости воды в зависимости
от температуры приведены в табл. 15.1. Плотность воды  Н 2 О в
интервале возможных комнатных температур меняется весьма
незначительно (0,999–0,997 г/см3). Поэтому для расчетов можно
принять  Н 2 О = 1,0 г/см3.
80
t, C
15
16
18
Таблица 15.1
Вязкость воды при комнатных температурах
t, C
H 2 O , г/см∙сек
H 2 O , г/см∙сек
0,0116
0,0114
0,0106
20
22
25
0,0101
0,0096
0,0089
Определение вязкости производится с помощью вискозиметра
Оствальда (рис. 15.2), состоящего из двух одинаковых приборов (А и
В), смонтированных на общей подставке. Вискозиметр состоит из
верхнего (а) и нижнего (в) резервуаров, капилляра (с) и широкой
цилиндрической трубки (d) с боковым отростком в верхней части. С
помощью последнего вискозиметр соединяется тонкими трубками (l)
и (f) к резиновой груше. Нижние резервуары вискозиметров А и В
(между рисками 1 и 2) имеют одинаковые емкости, а капилляры –
одинаковую длину и радиус. Если измерить время истечения
стандартной и испытуемой жидкости через капилляры из нижних
резервуаров (с), то воспользовавшись уравнением (15.8) при
известных значениях плотности ρ1 и ρ2 можно определить вязкость
испытуемой жидкости. Для этого конец трубки (g) соединяют с
резиновой грушей и нагнетают воду в верхний резервуар (а)
вискозиметра. Разъединяют прибор от резиновой груши. При этом
вода перетекает из верхнего резервуара в нижний. В момент
прохождения мениска через верхнюю риску (1) пускается секундомер,
при прохождении мениска через риску (2) секундомер
останавливается. Так определяется время. Опыт повторяется три раза.
Результаты каждого наблюдения записываются в табл. 15.2 и из них
рассчитывается среднее арифметическое время. Аналогичным
способом определяется время истечения через капилляр испытуемой
жидкости – хлористого кальция. На основании данных эксперимента и
значений, взятых из табл. 15.1, рассчитывается искомая вязкость
раствора. Расчетные значения вязкости записываются в табл. 15.2.
81
Рис. 15.2. Вискозиметр Оствальда.
Таблица 15.2
Определение вязкости раствора хлористого кальция
ρ,
г/см3
,
(П)
t, C
№
Время
опыта истеч. τ, сек
Стандартн.
(Н2О)
1
2
3
средн.
Испытуем.
(СаСl2)
1
2
3
средн.
1
2
3
средн.
Испытуем.
(СаСl2)
82
ν
(ст)
Примечание
Лабораторная работа № 16
МОЛЕКУЛЯРНАЯ АДСОРБЦИЯ
ИЗ РАСТВОРА НА ТВЕРДОМ ВЕЩЕСТВЕ
16.1. Сорбция и ее виды
Поглощение газов, паров и растворенных веществ твердыми
телами и жидкостями называется сорбцией. Различают:
1) Абсорбцию – объемное поглощение жидкостью или твердым
телом;
2) Адсорбцию – поглощение поверхностью твердого тела или
поглощение на границе раздела жидкость – жидкость или жидкость –
газ (пар).
Далее будут рассматриваться лишь явления адсорбции на
твердых фазах.
Твердая фаза, на поверхности которой поглощается вещество из
объема соприкасающейся с ней жидкости или газа, называется
адсорбентом, а поглощаемое вещество – адсорбатом или адсорбтивом.
Адсорбция происходит под влиянием молекулярных сил
поверхности адсорбента и ведет к уменьшению свободной
поверхностной энергии. Схематически на рис. 16.1. изображены
нескомценсированные
силы
молекулярного притяжения
на
поверхности адсорбента.
Рис. 16.1. Схема нескомпенсированных поверхностных сил
молекулярного притяжения:
1 – объем твердой фазы; 2 – поверхность твердой фазы;
3 – поверхностные силы молекулярного притяжения.
83
Молекулы адсорбата, приближаясь из объема газа или жидкости к
поверхности адсорбента испытывают притяжение со стороны
последнего. Сближение молекул адсорбата с поверхностными
молекулами адсорбента происходит до тех пор, пока силы
молекулярного
притяжения
не
уравновесятся
более
«короткодействующими» силами молекулярного отталкивания. Такое
состояние адсорбированных молекул является равновесным. В
результате
поверхность
адсорбента
покрывается
тонким
адсорбционным слоем адсорбата.
Адсорбционное равновесие является динамическим, т. е. скорости
адсорбции и десорбции молекул адсорбата равны. Десорбция
адсорбата происходит из-за неравномерного распределения и
постоянного перераспределения энергии адсорбированных молекул.
Те молекулы, которые получают достаточное возбуждение, чтобы
преодолеть силы поверхностного молекулярного притяжения,
способны десорбироваться.
Адсорбция называется физической или молекулярной, если
молекулы адсорбата в адсорбционном слое сохраняет свою
индивидуальность,
т. е.
адсорбционные
силы
являются
молекулярными (ванн-дер-ваальсовскими).
Адсорбция называется химической или хемосорбцией, если
адсорбция вызвана силами химического сродства, а молекулы
адсорбата образуют в адсорбционном слое поверхностные химические
соединения с молекулами /атомами/ адсорбента.
Адсорбция
характеризуется
количеством
адсорбата,
поглощенным единицей массы (мг/ г, ммоль/г и т. п.) или единицей
поверхности (мг/м2, ммоль/см2 и т. п.). Обозначим его через Г (его
количество зависит для заданной системы от температуры и
концентрации правильного давления) адсорбата.
Зависимость Г = f(cT) называется термическим уравнением адсорбации:
Г = f(c)T Г = f(P)T – уравнением изотермы адсорбции:
Г = f(T)с или Г = f(T)P – уравнением изобары адсорбции.
В этих уравнениях с и Р – равновесные концентрации и давления.
16.2. Зависимость адсорбции от температуры
Эта зависимость выражается уравнением изобары адсорбции.
Процессы адсорбции экзотермические. Поэтому, согласно
принципу Ле Шателье, повышение температуры должно уменьшить
равновесную адсорбцию Г.
84
На рис. 16.2 представлена типичная изобара адсорбции, на
которой имеются характерные участки. В области низких температур
(участок MN на изобаре) доминирует физическая адсорбция, а в
области повышенных температур – хемосорбия (участок PR на
изобаре). В промежуточной области температур Г растет с
температурой. Промежуточная область изобары адсорбции является
неравновесной (на рис. 16.2 она показана пунктирно).
Рис. 16. 2. Изобара адсорбции:
MN – область физической адсорбции;
PR – область хемосорбции;
NP – переходная область.
Теплота физической адсорбции в среднем на порядок меньше
теплоты хемосорбции1, поэтому убыль Г с ростом температуры
значительно сильней при хемосорбции, чем при физической сорбции.
В явной форме влияние теплоты адсорбции на зависимость
адсорбционного равновесия выражается уравнением изостары:
(lnp / T ) Г 
Q
Q
или lnp 
 BГ ,
RT
RT
1
(16.1)
Для физической адсорбции Q от 1–5 (простые молекулы) до 10–20 (большие
молекулы) ккал/моль, а для хомосорбции Q = 10–100 ккал/моль.
85
где р (или с) – равновесное давление (или концентрация) адсорбата в
газовой или жидкой фазе;
Q – теплота адсорбции;
ВГ – постоянная величина для Г = const.
Из уравнения изостеры видно, что чем больше Q, тем больше
увеличение р (или с), необходимое при заданном увеличении Т, чтобы
оставалось постоянным Г.
16.3. Зависимость адсорбции от парционального давления
или концентрации адсорбата
Эта зависимость становится однозначной при фиксированной
температуре. Поэтому ее удобно выражать уравнением изотермы
адсорбции.
На рис. 16.3 представлена типичная изотерма адсорбции, на
которой имеются характерные участки: ОА – линейного нарастания
Г с увеличением с (или р), АВ – нелинейного нарастания Г с ростом с,
ВС – постоянства Г при увеличении с (насыщение поверхности
адсорбатом). До точки с адсорбционный слой остается
мономолекулярным (мономолекулярная адсорбция). Точка С – точка
перегиба на кривой изотермы адсорбции. Повышение Г за точкой С с
ростом с или р происходит в результате заполнения второго и
последующих молекулярных слоев в адсорбционном слое
(полимолекулярная адсорбция).
Рис. 16.3. Изотерма адсорбции:
ОА – область Генри;
АВ – область средних заполнений адсорбционной поверхности монослоем;
ВС – область насыщения адсорбционной поверхности монослоем;
СD – область полимолекулярной адсорбции.
86
В зависимости от природы сорбента и сорбата протяженность
типичных участков изотермы адсорбции может меняться вплоть до
исчезновения некоторых участков (например, участок АВ может
переходить сразу в участок СД без насыщения).
Экспериментальное изучение процессов адсорбции привело к
эмпирическим уравнениям изотермы адсорбции:
– Уравнение Генри Г = кр или Г = к1с,
применимое для малых р или с;
(16.2)
– Уравнение Фрейндлиха Г = Крn или Г = Ксn,
применимое для средних р и с;
(16.3)
В уравнениях (16.2) и (16.3) К, К1, к, к1 – постоянные.
Первая достаточно стройная теория адсорбции была предложена
Лангмюром.
Теория Лангмюра основана на следующих допущениях.
1. Адсорбент на своей поверхности имеет ограниченное число
адсорбционных центров, каждый из которых может сорбировать лишь
одну молекулу адсорбата, как при молекулярной сорбции, так и при
хемосорбции. Эти центры действуют независимо друг от друга.
2. Все адсорбционные центры одинаковы (обладают одинаковыми
сорбционными силами)
3. Между адсорбированными молекулами нет взаимодействия.
Эта теория приводит к следующему уравнению изотермы
адсорбции. Уравнение Лангмюра:
Г = k
bc
,
1 b  c
(16.4)
где k и b – постоянные:
k – величина, пропорциональная числу центров адсорбции;
k
b  1
– отношение констант скорости адсорбции и десорбции,
k2
т. е. b  b0e Q / RT , где Q = ΔH< 0 – теплота адсорбции, b0 = const,
H – энтальпия.
Уравнение Лангмюра аналогично (16.4), если вместо с
подставить р.
87
Если с или р достаточно мало, так что bc < 1, то уравнение (16.4)
приводится к уравнению (16.2), т. е. описывает линейную часть
изотермы адсорбции при малых с (участок ОА на рис. 16.3).
Если с или р достаточно велико, так что bc > 1, то уравнение
(16.4) приводится к Г = k, т. е. описывает линейную часть изотермы
адсорбции в области насыщения (участок ВС на рис. 16.3).
Уравнение Лангмора приемлемо и для средней части изотермы
адсорбции (участок АВ на рис. 16.3), но в худшей степени, чем
уравнение Фрейндлиха.
Если отказаться от допущения 2, то можно теоретически вывести
уравнения
изотерм
адсорбции,
лучше
описывающие
экспериментальную изотерму адсорбции в области средних
заполнений поверхности адсорбента (участок АВ на рис. 16.3), и, в
частности, получить уравнение Фрейндлиха.
Отказ от допущения 1 позволяет объяснить полимолекулярную
адсорбцию (отсутствия участка насыщения), для которой применимо
уравнение изотермы адсорбции, выведенное Брунаэром, Эмметом и
Теллером (БЭТ).
Уравнение БЭТ:
Г k
bc
c
(1 
cH

c
) 1  bc 
cH




.
(16.5)
Экспериментальная часть
Целью настоящей лабораторной работы является определение
х
постоянных K и n в уравнении изотермы Фрейндлиха: Г   Ксn ,
т
где х – количество молей (или миллимолей) адсорбата, поглощенного
m граммами адсорбента при адсорбционном равновесии.
Адсорбатом служит уксусная кислота, адсорбентом –
активированный уголь.
Последовательность работы
1. В четыре колбы отмерьте пипеткой по 10 мл уксусной кислоты
следующих концентраций:
88
№
Начальная
Начальная
концентрация концентрация
CH3COOH, CH3COOH,
[моль/л] (на
[моль/л]
этикетках)
(точная)
1
0,05
2
0,1
3
0,2
4
0,4
Число ммоль Число моль
CH3COОH в CH3COOH в
100 мл до
100 мл в
адсорбции равновесии (х2)
(х2)
Х = Х1 – Х2
1 колба 0,05 N
3 колба 0,2 N
2 колба 0,1 N
4 колба 0,4 N
В каждую колбу добавьте по 3 г активированного угля. Затем все
колбы поставьте на взбалтывание в течение 15 минут для достижения
адсорбционного равновесия.
2. Для уточнения начальных концентраций в другие четыре колбы
отмерьте пипеткой следующие объемы растворов CH3COOH:
1 колба 50 мл 0,05 N
3 колба 10 мл 0,2 N
2 колба 25 мл 0,1 N
4 колба 5 мл 0,4 N.
Начальную концентрацию растворов уксусной кислоты
определите титрованием их 0,1 N раствором NaOH (индикатор –
фенолфталеин) и выразите в моль/л. Затем рассчитайте содержание
(х1) уксусной кислоты в миллимолях на 100 мл раствора для каждой
колбы. Полученные данные занесите в табл. 16.1.
Таблица 16.1
Данные для построения изотермы Фрейндлиха
Удельная
адсорбция
х
m
lg
х
lgc
m
3. После взбалтывания с активированным углем (см. п. 1)
отфильтруйте раствор. От фильтрата каждой колбы отберите
пипеткой пробу для определения в ней титрованием равновесной
концентрации (с) уксусной кислоты. Объемы проб возьмите согласно
п. 2. По данным титрования рассчитайте равновесные концентрации в
моль/л для каждой колбы и найдите их логарифмы. Затем определите
число миллимолей (х2) уксусной кислоты в 100 мл раствора при
адсорбционном равновесии в каждой из колб. Полученные результаты
занесите в табл. 16.1.
4. Рассчитайте количество миллимолей (х) уксусной кислоты,
адсорбированное активированным углем, в каждой колбе.
89
x
x
и lg
m
m
для каждой колбы. Согласно п. 1, m = 3 г. Полученные данные
занесите в табл. 16.1.
5. По данным таблицы постройте график изотермы адсорбции
x
Фрейндлиха в логарифмической форме lg = lgK + nlgc.
m
Для этого по осям абсцисс и ординат отложите в одинаковых
x
масштабах значения lg c и lg (см. рис. 16.4).
m
x
По парам значений lg c и lg
нанесите точки и проведите
m
x
прямую, выражающую зависимость lg
от lg c . Затем определите
m
постоянные К и n.
После чего найдите значение удельной адсорбции
lgc
Рис. 16.4. График изотермы адсорбции Фрейндлиха
в логарифмической форме.
90
Часть 4
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Лабораторная работа № 17
УГЛЕВОДОРОДЫ
Углеводородами называют соединения, состоящие из атомов
только двух элементов: C и Н. Углеводороды делятся на предельные и
непредельные; предельные содержат только простые (одинарные)
связи между атомами углерода, непредельные содержат также и
кратные связи – двойные или тройные.
Предельные углеводороды
Алканы
Общая
формула
алканов
(предельных,
насыщенных
углеводородов, парафинов) СnH2n+2. Они образуют гомологический
ряд, из которого выводятся все остальные классы органических
соединений.
При отнятии одного атома водорода от алкана образуется
радикал, называемый алкилом и обозначаемый R или Alk, который
имеет общую формулу CnH2т+1. Для алканов характерен суффикс –ан,
для их радикалов – ил.
Алканы
СН4 – метан
С2Н6 – этан
С3Н8 – пропан
С4Н10 – бутан
С5Н12 – пентан
С6Н1 – гексан
С7Н16 – гептан
С8Н18 – октан
С9Н20 – нонан
С10Н22 – декан
Алкилы
СН3 – метил
С2Н5 – этил
С3Н7 – пропил
С4Н9 – бутил
С5Н11 – пентил
С6Н13 – гексил
С7Н15 – гептил
С8Н17 – октил
С9Н19 – нонил
С10Н21 – децил
91
Изомерия алканов зависит от структуры углеродного скелета
(изомерия цепи), и начинается она с бутана – С4Н10. Свойства членов
гомологического ряда постепенно изменяются с возрастанием
молекулярной массы. Первые четыре алкана – газы, а пентан и
последующие члены гомологического ряда представляют собой
жидкости. Алканы, содержащие более 16 атомов углерода, являются
твёрдыми веществами.
Способы получения
Основными природными источниками углеводородов являются
нефть и газ. Известно также много реакций, в результате которых
различные органические соединения превращаются в алканы:
гидрирование
непредельных
углеводородов,
восстановление
производных углеводородов и др. Доступным лабораторным методом
получения метана является сплавление уксуснокислых солей со
щелочами:
СН3СООNa + NaOH  CH4 + Na2CO3.
Метан может быть получен действием воды на карбид алюминия:
Al4C3 + 6H2O  3CH4 + 2Al(OH)3.
Химические свойства
В химическом отношении алканы малоактивны. На алканы при
комнатной температуре не действуют такие окислители, как
перманганат и бихромат калия, а также концентрированные
минеральные кислоты, концентрированные и расплавленные щёлочи.
Для алканов характерны реакции замещения, в частности, они
реагируют с галогенами, некоторыми минеральными кислотами и др.
1. Галогенирование. Алканы реагируют с галогенами (хлор,
бром) при освещении. Например, метан реагирует на свету с хлором.
При этом на хлор могут последовательно замещаться все атомы
водорода:
Сl2
Cl2
Cl2
Cl2
СН4  СН3Cl  CH2Cl2  CHCl3  CCl4.
92
Подобно метану хлорированию и бромированию подвергаются и
другие алканы.
2. Нитрование. При нагревании алканов с разбавленной азотной
кислотой протекает реакция нитрования (нитрование по Коновалову)
– замещение водорода на нитрогруппу. Замещению подвергается
вторичный, ещё легче – третичный атом водорода в молекуле алкана:
СН3 – СН2 – СН2 – СН3 + HNO3  CН3 – СН2 – СН – СН3 + H2O

NO2
2-нитробутан
3. Окисление. При комнатной температуре алканы устойчивы к
действию кислорода воздуха. Но при поджигании на воздухе они
воспламеняются и горят, выделяя большое количество тепла.
СН4 + 2О2  СО2 + 2Н2.
Непредельные углеводороды
В отличие от алканов непредельные углеводороды не насыщены
водородом до предела и поэтому получили название “непредельные
углеводороды”. В их молекулах содержатся двойные и тройные связи
между атомами углерода.
Алкены
Углеводороды с одной двойной связью между атомами углерода в
молекуле называются алкенами и образуют гомологический ряд с
общей формулой СnH2n.
По рациональной номенклатуре (РН) их названия производятся от
простейшего члена гомологического ряда – этилена, рассматривая
более сложные углеводороды как происходящие от этилена заменой
водородов на радикалы. Сначала называют радикалы, затем
добавляют слово этилен.
По международной номенклатуре (МН) выбирают самую
длинную цепь углеродных атомов, содержащую двойную связь.
Окончание –ан алканов заменяется на –ен. Счет углеродных атомов
начинают с конца ближнего к двойной связи. Называют ответвления,
указывая цифрами их расположение у углеродных атомов, затем –
93
основную цепь с окончанием –ен и указывают цифрой место, где
начинается двойная связь:
CH3 – CH = CH – CH – CH3

CH3
H2C = CHCH3
метилэтилен (РН)
пропен (МН)
метилизопропилэтилен (РН)
4-метилпентен-2 (МН)
Довольно часто алкены называют по составу без учета
разветвленности (за исключением бутилена), используя окончание –илен:
С2Н4 этилен ; С3Н6 пропилен; С4Н8 бутилен.
Алкины
Углеводороды с тройной связью между атомами углерода в
молекуле называют алкинами, и они имеют общую формулу CnH2n–2.
Названия алкинов составляются так же как у алкенов, но по
рациональной номенклатуре за основу берётся простейший алкин –
ацетилен. По международной номенклатуре окончание алканов –ан
заменяется на –ин:
СН3 – С
СН
метилацетилен (РН)
СН3СН2СН – С
СН
СН3
Для всех непредельных углеводородов кроме изомерии цепи
существует ещё и изомерия положения кратной связи. Кроме того,
алкены, имеющие заместителей (по меньшей мере два), например,
радикалы у атомов углерода, связанных двойной связью, могут
существовать в виде пространственных изомеров, в зависимости от
расположения замещающих групп по отношению к двойной связи.
Этот вид изомерии называется геометрической или цис-, трансизомерией.
Цис-изомером называют такой, у которого одинаковые
замещающие группы расположены по одну сторону от плоскости
двойной связи. Транс- изомером – такой, у которого одинаковые
заместители расположены по разные стороны от плоскости двойной
связи:
94
СН3 CH3

I
C =C


H H
цис-бутен-2
CH3 H


С = С


H
CH3
транс-бутен-2
Способы получения
Для получения непредельных углеводородов часто используют
реакции отщепления: дегидратацию, дегидрогалогенирование,
дегидрирование. Так, например, этилен можно получить
дегидратацией этилового спирта:
СН3CH2OH  CH2 = CH2 + H2O.
Наиболее важный из алкинов – ацетилен получают действием
воды на карбид кальция:
СаС2 + 2НОН
НС
СН + Са(ОН)2.
Химические свойства
Непредельные углеводороды весьма реакционноспособны. Для
них характерны реакции присоединения, окисления, полимеризации.
Для алкинов, кроме того, характерны реакции замещения водорода
(при тройной связи) на металл. В этой реакции проявляются
кислотные (хоть и слабо выраженные) свойства алкина,
обусловленные сдвигом электронных плотностей в молекуле к атому
углерода с тройной связью.
1. Присоединение галогеноводородов:
СН2 = СН2 + НВr = СН3 – СН2 – Br,
НС
СН + НBr
H2C
2. Присоединение галогенов:
H2C = CH2 + Br2  BrH2С – CH2Br ,
HC
CH + 2Cl2  CHCl2 – CHCl2.
95
CHBr
3. Гидратация. В присутствии
присоединяют воду, образуя спирты:
серной
кислоты
алкены
Н2С = СН2 + H – OH  CH3 – CH2OH.
Гидратация алкинов протекает в присутствии солей Hg(2+), при
этом образуются кетоны, а ацетилен при гидратации даёт уксусный
альдегид:
НС
СН + НОН
СH3CНО.
4. Гидрирование. Присоединение водорода к алкенам дает
алканы:
Н2С = СН2 + Н2  H3C – CH3.
К алкинам присоединение водорода происходит в две стадии:
сначала образуются алкены, а затем алканы
Н2
HC
CH + Н2  H2C = CH2  H3C – CH3.
5. Окисление. Непредельные углеводороды легко окисляются
перманганатом калия в водной среде:
3Н2С = СН2 + 2КMnO4 + 4H2O 
 3CH2OH — CH2OH + 2KOH + 2MnO2;
3HC
CH + 8KMnO4 + 4H2O 
 3CO2 + 3HCOOH + 8MnO2 + 8KOH.
А в кислой среде ацетилен окисляется перманганатом калия в
соответствии со схемой:
HC
СН + 2КMnO4 + 3H2SO4  2CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O.
6. Реакции замещения. Атомы водорода, находящиеся у
углеродов, связанных тройной связью, легко замещаются на атомы
металлов с образованием ацетиленидов. Например, реакция ацетилена
96
с аммиачным раствором оксида серебра протекает в соответствии со
схемой:
HC
CH + 2Ag(NH3)2OH  AgC
CAg + 2H2O + 4NH3.
Арены
Арены, они же ароматические углеводороды, относятся к
циклическим соединениям, молекула которых образована атомами
углерода, замкнутыми в кольцо.
Простейшим представителем аренов является бензол. Арены
подразделяются на одноядерные (бензол и его гомологи) и
многоядерные (нафталин, антрацен, фенантрен и др.).
Важнейшим свойством бензольного ядра является большая
прочность и склонность к реакциям замещения подобно
алканам.
Химические свойства
1. Реакции замещения. Водород в бензольном ядре замещается на
различные атомы или группы атомов:
а) нитрование:
б) галогенирование:
в) сульфирование:
97
2. В жёстких условиях бензол способен и к реакциям
присоединения:
а) гидрирование:
[H]
циклогексан
б) присоединение галогенов:
гексахлорциклогексан
(гексахлоран)
Боковые цепи гомологов бензола способны окисляться до
карбоксильной группы. Независимо от длины алкильной цепи, при
этом образуется бензойная кислота:
бензойная кислота
Экспериментальная часть
Оборудование и реактивы. Пробирки – 10 шт., пробка с
газоотводной трубкой, фарфоровая ступка, натронная известь, ацетат
натрия, серная кислота (конц.), азотная кислота (конц.), раствор
перманганата калия, карбид кальция, аммиачный раствор оксида
серебра, спирт этиловый, гексан (гептан), бензоат натрия.
1. Предельные углеводороды
Опыт № 1. Получение метана.
В фарфоровой ступке растирают смесь (1:1) безводных натронной
извести и уксуснокислого натрия. Смесь помещают в пробирку и
98
закрывают пробкой с газоотводной трубкой. Свободный конец
газоотводной трубки погружают в кристаллизатор с водой для сбора
метана. Нагревают смесь в пробирке над пламенем и собирают
выделяющийся метан в пробирку с водой, опрокинутую в
кристаллизатор с водой.
Опыт № 2. Горение метана.
Собранный в пробирке метан поджигают. По окончании горения
в пробирку быстро наливают известковую воду.
Опыт № 3. Отношение алканов к окислителям.
К гексану или гептану приливают небольшое количество
раствора перманганата калия и взбалтывают.
Опыт № 4. Действие концентрированных кислот на алканы.
В две пробирки наливают по 0,5–1 мл гексана или гептана, затем
в одну пробирку добавляют 0,5 мл концентрированной серной
кислоты, а в другую – столько же концентрированной азотной
кислоты. Содержимое пробирок встряхивают.
2. Непредельные углеводороды
(Алкены и алкины)
Опыт № 1. Получение этилена и его свойства.
В пробирке смешивают 3 мл этилового спирта с 5 мл
концентрированной серной кислоты. Для равномерного кипения в
пробирку вносят “кипелки” и закрывают её пробкой с газоотводной
трубкой. Пробирку со смесью нагревают в пламени горелки.
Содержимое пробирки темнеет. Выделяющийся этилен пропускают
через розовый раствор перманганата калия. Розовая окраска исчезает
и появляется бурая окраска от выделяющегося диоксида марганца.
Затем, продолжая нагревать смесь спирта и кислоты, поджигают
этилен у конца газоотводной трубки. Этилен сгорает ярким пламенем.
Опыт № 2. Получение ацетилена и его свойства.
В пробирку без дна поверх слоя ваты помещают несколько
кусочков карбида кальция и закрывают её пробкой с газоотводной
трубкой.
99
Погружают пробирку в стакан с водой так, чтобы уровень воды был
выше слоя карбида в пробирке. Начинает выделяться ацетилен,
который пропускают через раствор перманганата калия.
Опыт № 3. Получение ацетиленида серебра.
Ацетилен пропускают в пробирку с аммиачным раствором оксида
серебра. Образуются серо-коричневые хлопья ацетиленида серебра.
Образовавшийся осадок отфильтровывают, промывают небольшим
количеством спирта и высушивают между листами фильтровальной
бумаги. Небольшую часть подсушенного осадка вносят в пламя
горелки. Происходит громкий взрыв.
Арены
Опыт № 1. Получение бензола и его нитрование.
В пробирку помещают равные количества бензойнокислого
натрия и натронной извести, закрывают её пробкой с газоотводной
трубкой, свободный конец которой опускают в пробирку с
нитрующей смесью (концентрированные азотная и серная кислоты).
Осторожно нагревают смесь бензойнокислого натрия и натронной
извести. Через несколько минут над слоем кислот образуется капля
нитробензола. После этого вынимают конец газоотводной трубки из
нитрующей смеси и прекращают нагревание. Реакция перевода
бензола в нитробензол используется для открытия бензола.
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какие углеводороды называют алканами, алкенами, алкинами?
Их общие формулы.
2. Какие виды изомерии характерны для непредельных
углеводородов?
3. Способы получения алкенов, алкинов.
4. Какие продукты образуются при хлорировании метана?
5. Напишите структурные формулы всех изомеров углеводорода
состава С5H12.
100
Лабораторная работа № 18
СПИРТЫ И ФЕНОЛЫ
Спирты и фенолы являются производными углеводородов,
содержащими гидроксильную группу ОН.
В зависимости от числа гидроксильных групп в молекуле спирты
и фенолы делятся на: одноатомные, двухатомные, трёхатомные,
многоатомные.
СН3ОН
НО–СН2–СН2–СН2–СН2–ОН
метиловый спирт
(одноатомный)
СН2–СН–СН2
ОН ОН ОН
глицерин
(трёхатомный)
1,4-бутиленгликоль
(двухатомный)
OH
OH
OH
фенол
(одноатомный)
резорцин
(двухатомный)
В зависимости от того, с каким атомом углерода – первичным,
вторичным, третичным – связана гидроксильная группа, различают
соответственно спирты первичные, вторичные, третичные.
По международной номенклатуре названия спиртов производят
от названия соответствующих углеводородов, к которому добавляется
окончание –ол. Цифрой указывается номер атома углерода в цепи, с
которым соединена гидроксильная группа.
Способы получения спиртов
1. Гидролиз галогеналканов:
R – CH2 – X + H – OH  R – CH2 – OH + HX.
Процесс гидролиза ускоряется в присутствии щелочей. Легкость
гидролиза уменьшается в ряду I > Br > Cl. По этой реакции наиболее
101
легко получаются третичные, затем вторичные, далее – первичные
спирты.
2. Гидратация алкенов. Алкены при нагревании в присутствии
катализатора (H2SO4 или ZnCl2) присоединяют воду. Присоединение
происходит по правилу Марковникова (водород присоединятся к
наиболее гидрогенизированному атому углерода у двойной связи).
СН3 – СН = СН2 + Н – ОН –  СН3 – СН – СН3

ОН
3. Восстановление альдегидов и кетонов.
СН3 – С – Н + Н2 = СН3 – СН2ОН
║
этиловый спирт
O
Химические свойства спиртов
Химические свойства спиртов определяются наличием в их
молекулах полярных ковалентных связей С–О и О–Н. Спирты
вступают в химические реакции с разрывом одной из этих связей. Так
как обе связи полярны, то их разрыв происходит по ионному
(гетеролитическому) механизму с образованием органических
анионов или катионов:
R – OH  – RO– + H+
R – OH R+ + OH–.
или
Диссоциация спиртов на ионы происходит в незначительной
степени, поэтому спирты дают нейтральную реакцию – в их
присутствии не изменяется окраска лакмуса или фенолфталеина.
Спирты проявляют слабовыраженные амфотерные свойства. Все
химические реакции с участием спиртов можно разделить на три
группы.
1. Реакции, в которых участвует только атом водорода
гидроксильной группы (спирты проявляют здесь кислотные свойства).
102
Например: замещение водорода гидроксильной группы металлом –
образование алкоголятов:
2С2Н5ОН + 2Na = 2C2H5ONa + H2.
Алкоголяты – твердые вещества, растворимые в спиртах. Они
разлагаются водой:
С2Н5ОNa + H – OH = C2H5OH + NaOH.
2. Реакции спиртов с участием ОН-группы (основные свойства):
а) замещение ОН-группы на галоид:
3С2Н5ОН + РI3 = 3C2H5I + H3PO4,
C2H5OH + HBr = C2H5Br + H2O;
б) реакция дегидратации спиртов
концентрированной H2SO4 или ZnCl2:
при
нагревании
с
Н – СН2 – СН2ОН = СН2 = СН2 + Н2О.
Важной реакцией спиртов является их окисление. Первичные
спирты при этом сначала дают альдегиды, а затем карбоновые
кислоты с тем же числом атомов углерода:
[O]
[O]
СН3СН2СН2ОН ---------> CH3CH2CHO ----- CH3CH2COOH
пропиловый
спирт
пропионовый
альдегид
пропионовая
кислота
Вторичные спирты при окислении дают кетоны:
[O]
CН3–СН–СН3 --------> CH3–C–CH3

║
OH
O
изопропиловый
спирт
ацетон
(кетон)
103
Третичные спирты более устойчивы к окислению. При действии
сильных окислителей они разрушаются с разрывом углеродной цепи.
Получение и свойства фенолов
1. Фенолы
получают,
сплавляя
соли
ароматических
сульфокислот с твердой щелочью при 250–350 С. При этом
получаются производные фенолов – феноляты, из которых фенолы
выделяют подкислением. Таким способом в больших количествах
получают фенол. Для этого действием концентрированной серной
кислоты бензол переводят в бензолсульфокислоту; полученную
бензолсульфокислоту переводят в натриевую соль и далее сплавляют
её с гидроксидом натрия:
SO3Na
+
OH
+
NaOH
Na2SO3
Фенолы
можно
получить
также
из
ароматических
галогенпроизводных обработкой их водными растворами щелочей при
повышенной температуре.
Фенолы, в отличие от спиртов, взаимодействуют со щелочами. При
этом атом водорода гидроксильной группы замещается на атом
металла
ONa
OH
+ NaOH
-H2O
фенолят натрия
Полученные соединения называют фенолятами. Феноляты
образуют не только щелочные, но и другие металлы.
Способность образовывать феноляты показывает, что фенол
обладает кислотными свойствами, поэтому фенол раньше называли
карболовой кислотой. Однако кислотные свойства фенолов выражены
очень слабо.
104
2. Фенолы вступают в реакции замещения значительно легче,
чем бензол:
а) бромирование:
OH
OH
+
Br
Br
3 Br2
+
3HBr
Br
2,4,6-трибромфенол
б) нитрование. При действии на фенол концентрированной
азотной кислоты происходит замещение водорода на нитрогруппу,
причем образуется смесь орто- и пара-изомеров:
OH
OH
+
2
OH
NO2
2 HNO3
+
ортонитрофенол
NO2
пара-нитрофенол
в) взаимодействие с альдегидами. Фенолы вступают в реакцию с
альдегидами, образуя фенолальдегидные полимеры:
OH
OH
n
+
CH2
n CH O
2
+
nH2O
n
фенолформальдегидный полимер
105
г) фенолы очень легко окисляются, превращаясь в хиноны
OH
O
[O]
O
пара-бензохинон
Экспериментальная часть
Оборудование и реактивы. Пробирки – 10 шт., cтаканы,
фарфоровая чашка, натрий металлический, серная кислота (конц.),
спирт этиловый, спирт изопропиловый, раствор хлорного железа,
фенолфталеин, 5%-ный раствор бихромата калия, уксусная кислота
(конц.), фенол, сульфат меди, гидроксид натрия, глицерин.
Опыт № 1. Получение алкоголята и его гидролиз.
В сухую пробирку наливают 1 мл спирта и вносят небольшой кусочек
металлического натрия. К образовавшемуся алкоголяту натрия
приливают 1 мл воды и добавляют несколько капель фенолфталеина.
Опыт № 2. Окисление спиртов.
В пробирку наливают 1 мл изопропилового спирта, затем
добавляют 2 капли концентрированной серной кислоты и 2 мл
5%-ного раствора бихромата калия. Содержимое пробирки осторожно
нагревают до изменения цвета раствора.
Опыт № 3. Образование сложного эфира.
В пробирку наливают 1 мл концентрированной уксусной кислоты
и 1 мл изопропилового спирта, затем добавляют 2 капли
концентрированной серной кислоты. Смесь осторожно нагревают и
выливают в стакан с водой. Образовавшийся сложный эфир всплывает
на поверхность воды.
Опыт № 4. Получение диизопропилового эфира.
Смешивают в пробирке 1 мл изопропилового спирта и 1 мл
концентрированной серной кислоты. Смесь осторожно нагревают до
кипения.
106
Опыт № 5. Качественная реакция на метиловый и этиловый
спирты – образование алкилборатов.
В фарфоровую чашку помещают небольшое количество борной
кислоты, которую затем смачивают метиловым или этиловым
спиртом. Летучие метилбораты окрашивают пламя в зелёный цвет, а
этилбораты – в зелёный цвет лишь кайму пламени.
Опыт № 6. Образование глицерата меди.
В пробирку наливают 1 мл 2н. раствора сульфата меди и 1 мл 1н.
раствора гидроксида натрия. К выпавшему осадку гидроксида меди
добавляют несколько капель глицерина и встряхивают пробирку.
Опыт № 7. Цветные реакции на фенол.
В пробирку помещают 3 капли прозрачной фенольной воды и
добавляют 1 каплю раствора хлорного железа. Появляется фиолетовое
окрашивание. Данная реакция является качественной реакцией на
фенолы, дающие с хлорным железом окрашенные комплексы:
OH
H
H
+
H
O
FeCl3
O
O
Cl
Fe
O
H
O
H
O
H
n
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какую функциональную группу содержат спирты и фенолы?
2. Напишите уравнения реакций получения пропанола-2.
3. Осуществите переход бутан  бутандиол-2,3.
4. Напишите структурные формулы спиртов состава С4Н9ОН.
Назовите их. Какие из них являются третичными?
5. Что такое этерификация? Приведите примеры.
6. Получите фенол всеми известными вам способами.
7. Опишите химические свойства фенолов. Отметьте реакции
общие для фенолов и спиртов.
8. Осуществите превращения:
СН4  С2Н6  C2H4  C2H5OH.
107
Лабораторная работа № 19
АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ
Альдегиды и кетоны содержат карбонильную группу С = О, у
альдегидов она связана с углеводородным радикалом и атомом
водорода, а у кетонов – с двумя радикалами:
СН3–С–Н
║
O
СН3–С–СН3
║
O
ацетальдегид
ацетон (кетон)
Названия альдегидов производят от названий кислот, например,
муравьиный (или формальдегид), уксусный (или ацетальдегид). По
международной номенклатуре названия альдегидов образуют из
названия алкана с тем же числом атомов углерода и окончания -аль.
Названия кетонов строят из названия радикалов и окончания
-кетон. Например:
СН3 – С – С2Н5
║
O
метилэтилкетон
По международной номенклатуре к названию алкана с тем же
числом атомов углерода добавляют окончание -он, а положение
карбонильной группы в цепи указывают цифрой после окончания:
CH3–CH2–CH2–CH2–C–CH2–CH2–CH3
║
O
октанон–4
Способы получения
Альдегиды получаются окислением первичных спиртов, а кетоны
– вторичных:
108
СН3 – СН2 – ОН + О2  СН3 – С – Н + H2O,
║
O
CH3 – CH – CH3 + O2 = CH3 – C – CH3 + H2O.

║
OH
O
При действии воды на ацетилен в присутствии солей Hg2+
образуется уксусный альдегид:
НС
СН + Н2О  H–C–CH3.
║
O
Гомологи ацетилена в этих условиях дают кетоны:
R–С
СН + H2O  R–C–CH3.
║
O
В лабораторных условиях ацетон можно получить прокаливанием
ацетата кальция:
(СН3СОО)2Са  СН3–СО–СН3 + СаСО3.
Известны также и другие способы получения альдегидов и
кетонов.
Химические свойства
Альдегиды и кетоны характеризуются высокой реакционной
способностью. Они вступают в реакции восстановления, окисления,
замещения и присоединения.
1. Реакция восстановления (взаимодействие с водородом). При
этом из альдегидов образуются первичные спирты, а из кетонов –
вторичные:
109
R–CO–H + H2  R–CH2–OH
альдегид
спирт первичный
R–CO–R + H2  R–CH–R
кетон

OH
спирт вторичный
2. Реакция присоединения:
SO3Na
R – CO – H + NaHSO3 
бисульфит
натрия
R–C–H.
OH
В этой реакции образуются бисульфитные соединения,
представляющие собой кристаллические вещества. Реакцию проводят
в избытке альдегида или кетона с концентрированным раствором
бисульфита натрия.
3. Реакция замещения. Кислород карбонильной группы
альдегидов и кетонов способен замещаться на другие атомы или
группы атомов. Например, при действии пентагалогенидов фосфора
происходит замещение карбонильного кислорода на два атома
галогена:
R–CO–R + PCl5  R–CCl2–R + POCl3.
При взаимодействии с гидроксиламином альдегиды и кетоны
образуют соответственно альдоксимы и кетоксимы:
R–CO–H + H2NOH  R–CH = N–OH + H2O,
альдоксим
R–CO–R + H2NOH  R–C = N–OH + H2O.

R
кетоксим
С фенилгидразином альдегиды и кетоны дают фенилгидразоны:
R–CHO + H2N–NH-C6H5  R–CH=N–NH–C6H5 + H2O.
110
4. Реакции окисления. Альдегиды легко окисляются до
карбоновых кислот даже слабыми окислителями. Например, при
действии аммиачного раствора оксида серебра на адьдегиды на
стенках реакционного сосуда осаждается металлическое серебро в
виде зеркального налёта, так как при окислении альдегида в кислоту
оксид серебра восстанавливается до металлического серебра. Данная
реакция служит для обнаружения альдегидов (качественная реакция)
и носит название «реакция серебряного зеркала».
R–CO–H + Ag2O  R–CO–OH + 2Ag.
кислота
Кетоны окисляются только при действии сильных окислителей,
таких, как например, перманганат калия. При этом происходит
разрыв углеродной связи и образуется смесь карбоновых кислот.
R–CH2–CO–CH2–CH3  R–CH2–COOH + CH3COOH.
5. Реакции с участием углеводородного радикала.
Альдегиды и кетоны вступают в реакции, в которых участвует их
углеводородный радикал. Например, для альдегидов характерна
реакция альдольной конденсации, где при взаимодействии между
двумя молекулами альдегида образуется альдоль:
СH3-CHO + H-CH2-CHO  CH3-CHOH-CH2-CHO.
альдоль
Альдоли легко теряют воду, образуя, в частности, кротоновый
альдегид и тогда говорят о кротоновой конденсации альдегидов:
СН3–СН–СН–СНО  СН3–СН = СН–СНО.
 
кротоновый альдегид
OH H
Углеводородные радикалы альдегидов и кетонов могут
участвовать в реакциях замещения. Например, характерной реакцией
ацетона является взаимодействие с йодом, в результате которой
образуется иодоформ со специфическим запахом:
111
СН3–СО–СН3 + 3I2 = CI3–CO–CH3 + 3HI,
CI3–CO–CH3 + NaOH = CHI3 + CH3COONa.
йодоформ
Экспериментальная часть
Оборудование и реактивы. Пробирки, пробка с газоотводной
трубкой, серная кислота, бихромат калия, аммиачный раствор оксида
серебра, ацетат натрия, гидроксид натрия, бисульфит натрия, йод,
формалин, этиловый спирт, ацетон.
Опыт № 1. Получение уксусного альдегида.
В пробирку вносят 4 капли этилового спирта, добавляют 2 капли
2 н серной кислоты и 4 капли 0,5 н бихромата калия. Полученный
оранжевый раствор нагревают в пламени горелки до начала изменения
цвета. Обычно уже через несколько секунд цвет раствора становится
синевато-зелёным (от солей хрома). Одновременно ощущается запах
уксусного альдегида, напоминающий запах антоновских яблок.
Опыт № 2. «Реакция серебряного зеркала».
К аммиачному раствору оксида серебра добавить 2 мл 4%-ного
раствора формалина и нагреть, не встряхивая пробирку.
Опыт № 3. Получение ацетона.
В сухую пробирку помещают обезвоженный уксуснокислый
натрий слоем в 5–6 мм, закрывают пробкой с газоотводной трубкой,
конец которой опускают в пробирку с 2 мл воды. Пробирку с
уксуснокислым натрием нагревают на горелке. При этом соль сначала
вспучивается от паров ацетона, затем пары, выходя через трубку,
конденсируются в воде.
При этом ощущается характерный запах ацетона.
Опыт № 4. Получение йодоформа (качественная реакция на
ацетон).
В пробирку наливают ацетон, к нему приливают 1 мл раствора
йода в йодиде калия и взбалтывают. По каплям добавляют 10%-ный
раствор гидроксида натрия до исчезновения окраски йода. Выделяется
жёлтый осадок йодоформа с характерным запахом.
112
Опыт № 5. Получение бисульфитного (гидросульфитного)
соединения ацетона.
В пробирке смешивают 1 мл ацетона с 1 мл свежеприготовленного насыщенного раствора бисульфита натрия и
энергично встряхивают. Выпадает кристаллический осадок
бисульфитного соединения ацетона.
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какую функциональную группу содержат альдегиды и кетоны?
2. В чём отличие альдегидов от кетонов?
3. Осуществите следующие превращения:
С2Н6  C4H10  C4H8  C4H9OH  C3H7CHO.
4. Напишите схемы реакций получения ацетона из уксусной
кислоты.
5. Как из ацетилена получить уксусный альдегид?
6. Напишите структурную формулу 2,3-диметилпентаналя и
изомерного ему кетона.
7. Получите всеми возможными способами диметилкетон.
8. Осуществите переход: пропан  пропанон.
113
Часть 5
АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Лабораторная работа № 20
ГРАВИМЕТРИЧЕСКИЙ МЕТОД АНАЛИЗА
Гравиметрический метод анализа предусматривает осаждение
элемента в виде труднорастворимого соединения, масса которого и
определяется в процессе анализа. Реагент-осадитель выбирают таким
образом, чтобы достигалось практически полное осаждение
определяемого компонента и в осадок не попадали примеси
посторонних веществ. В весовом анализе могут применяться только
осадки, отвечающие определённым требованиям:
1. Осадок должен быть практически нерастворим, с ПР < 10−8 .
2. Осадок после прокаливания или высушивания должен иметь
определённый состав.
3. Осадок должен иметь форму, удобную для отделения его от
раствора.
Процесс образования осадка протекает в несколько стадий. В
связи с этим могут быть получены 2 типа осадков существенно
различающихся по ряду свойств:
– Осадки кристаллические, состоящие из относительно
небольшого количества крупных кристаллов.
– Осадки аморфные, состоящие из большого числа мелких
частиц, не имеющих определённой формы. Аморфные осадки
характерны для гидроокисей и сульфидов металлов. Резкой границы
между двумя типами осадков нет.
При получении кристаллических осадков осаждение следует
вести очень медленно. Тогда кристаллы образуются крупные и
правильной формы. Как правило, они наиболее чистые и удобные для
отделения от раствора, промывания. Чтобы осаждение происходило
медленно, необходимо соблюдать следующие условия:
1. Осаждение вести из разбавленного раствора разбавленным
раствором осадителя.
2. Раствор осадителя прибавлять очень медленно (особенно в
начале процесса) при непрерывном перемешивании.
3. Осаждение вести при нагревании.
4. К фильтрованию приступать только после полного охлаждения
раствора.
114
Аморфные осадки осаждаются из концентрированных растворов
концентрированным раствором осадителя при нагревании. Высокая
концентрация ионов в растворе уменьшает возможность
коллоидообразования и способствует образованию более плотного
осадка с более крупными зёрнами и, следовательно, меньшей
поверхностью. У такого осадка меньше способность адсорбировать
примеси, его легче отделять от раствора фильтрованием.
Выделенный осадок (осаждаемая форма – О.Ф.) отделяют от
раствора фильтрованием, промывают, высушивают, охлаждают и
взвешивают на аналитических весах (весовая форма – В.Ф.).
Требования, предъявляемые к весовой форме:
1. Весовая форма должна быть строго определённого состава.
2. Весовая форма – химически инертна к окружающей среде.
3. Весовая форма должна иметь большой молекулярный вес.
Если известны вес весовой формы и его формула, вычисляют
содержание определяемого компонента. Результат выражается в % от
взятой для анализа пробы.
Экспериментальная часть
Гравиметрическое определение железа (ІІІ)
Цель работы:
1. Ознакомиться с правилами работы на аналитических весах.
2. Приобрести навыки аналитических приёмов (осаждение,
промывание, фильтрование).
3. Количественно определить содержание железа (III) в
исследуемом растворе.
В основе весового определения железа лежит уравнение
химической реакции:
FeCl3 + 3NH4 OH → Fe(OH)3 ↓ + 3NH4 Cl.
Полученный осадок Fe(OH)3 промывают, сушат, прокаливают до
Fe2 O3 по уравнению:
2Fe(OH)3 → Fe2 O3 + 3H2 O.
115
Особенности определения
Осадок Fe(OH)3 представляет собой типичный аморфный осадок,
легко переходящий в коллоидное состояние. Поэтому осаждение
подобных
осадков
производится
из
концентрированных,
подкисленных и подогретых растворов. При этом получаются более
плотные, имеющие небольшой объём и малую поверхность, осадки.
Такие осадки труднее адсорбируют на своей поверхности
посторонние примеси и легче отмываются от них.
Перед осаждением раствор, содержащий железо, подкисляется
азотной кислотой для предотвращения гидролиза. В противном
случае, вследствие гидролиза солей трёхвалентного железа,
образуются сначала основные соли железа, а затем уже и Fe(OH)3 без
добавления осадителя:
FeCl3 + H2 O ⇄ FeOHCl2 + HCl
FeOHCl2 + H2 O ⇄ Fe(OH)2 Cl + HCl
Fe(OH)2 Cl + H2 O ⇄ Fe(OH)3 ↓ + HCl
Образовавшиеся осадки обладают слизистой консистенцией,
плотно прилипают к стенкам стакана и очень трудно отмываются.
Добавленная HNO3 подавляет гидролиз, смещая равновесие реакции
справа налево, и препятствует выпадению подобных осадков.
Осадитель во избежание коллоидообразования необходимо
добавлять сразу и для полноты осаждения вводить полуторный
избыток последнего.
Расчёт навески
Согласно общим положениям для аморфных осадков навеску
соли, например FeCl3 ∙ 6H2 O, рассчитывают таким образом, чтобы
получить 100 мл 0,05 н раствора.
Величина навески, следовательно, определяется равенством:
Р=
где:
М
= …г
3 ∙ 20 ∙ 10
М
– г-экв взятой соли;
3
М
– 0,05 н раствор соли (1 л);
3∙20
М
– 0,05 н раствор взятой соли
3∙20∙10
в 100 мл.
116
Практически содержание железа в пробе бывает в пределах
70–100 мг.
Расчёт осадителя
Произведём расчёт 2 н NH4 OH необходимого для осаждения
70 мг железа и нейтрализации 3 мл 2 н раствора HNO3 , добавляемой
перед осаждением.
Тогда по реакции количество NH4 OH будет:
FeCl3 + 3NH4 OH = ↓ Fe(OH)3 + 3NH4 Cl
56 — 3 ∙ 35
𝑋=
70 ∙ 3 ∙ 35
56
= 131 мг NH4 OH,
70 — 𝑋
Что в переводе на объём 2 н раствора NH4 OH составит:
131 ∙ 1000
1000 — 70 ∙ 1000
𝑋=
= 1,5мл
70 ∙ 1000
𝑋
— 131
На нейтрализацию 3 мл добавляемой 2 н HNO3 , содержащей 0,4 г
HNO3 потребуется NH4 OH:
HNO3
NH4 OH
63
— 35
𝑋 = 0,222 г = 222 мг NH4 OH
0,4 — X
или в мл 2 н раствора NH4 OH:
222 ∙ 1000
1000 — 70 ∙ 1000
𝑋=
= 3,1 мл.
70 ∙ 1000
X — 222
Следовательно, общее количество 2 н раствора NH4 OH будет:
1,5 + 3,1 = 4,6 мл
Или с полученным избытком: 4,6 ∙ 1,5 = 8,9 = 9,0 мл.
Правила работы на аналитических весах
Аналитические весы – точный физический прибор, позволяющий
определить вес взвешиваемого предмета с точностью до 0,0001 г.
Поэтому, чтобы весы долго служили и взвешивание давало точные
результаты, перед взвешиванием необходимо:
1. Включить осветитель при помощи штепсельной вилки.
2. Проверить состояние весов, установив нулевую точку, для чего
поворотом ручки арретира медленно, до отказа вводят весы в рабочее
состояние. Одновременно автоматически включается лампочка
осветителя. На экране вейтографа появляется движущееся
117
изображение шкалы. По истечении времени перемещение шкалы
прекращается. Неподвижная вертикальная линия на вейтографе
должна совпадать с нулевым делением шкалы. Если такого
совпадения нет, то следует вращать в ту или иную сторону головку
регулировочного винта и добиться совпадения.
3. Закрыть весы. На левую чашку весов помещают взвешиваемый
предмет, а на правую ставят при помощи пинцета граммовые
разновески из набора разновесов. Предмет взвешивают с точностью
до 1 г. Для определения массы взвешиваемого предмета с точностью
до 0,0001 г пользуются показаниями внутреннего и внешнего лимба,
и перемещающейся шкалы. Снимаемые со шкалы показания должны
лежать в положительной области. Каждый раз, при наложении или
снятии разновесок при помощи лимбы, необходимо весы выводить из
рабочего состояния.
4. Взвешивание вещества необходимо проводить в специальной
посуде – тигле, на часовом стекле, бюксе.
5. Все взвешивания производить на одних и тех же весах,
пользуясь одними и теми же разновесами.
6. По окончании взвешивания весы должны быть арретированы,
дверцы закрыты, внутренний и внешний лимб поставлены на нулевое
деление, осветитель выключен при помощи штепсельной вилки.
Ход определения
Данный для анализа раствор подкисляют 3 мл 2 н раствора HNO3
и, не разбавляя водой, нагревают, не доводя до кипения. Рассчитанное
количество аммиака добавляют по стеклянной палочке к горячему
раствору железа в один приём.
Содержимое стакана хорошо перемешивают стеклянной палочкой
и для уменьшения адсорбции разбавляют горячей дистиллированной
водой до 150 мл. После этого ещё раз, перемешав жидкость с осадком,
дают ей отстояться 3–5 мин и проверяют полноту осаждения,
добавлением 1–2 капель NH4 OH.
Когда полностью железо осаждено, из стакана ощущается запах
аммиака. Отстоявшийся осадок фильтруют через неплотный фильтр
«красная лента», сливая вначале горячий, прозрачный раствор. Осадок
в стакане промывают 2–3 раза методом декантации, пользуясь
2%-ным раствором NH4 NO3, а затем количественно переносят весь
осадок на фильтр. Остатки его, прилипшие к стенкам стакана снимают
кусочком беззольного фильтра и присоединяют к общей массе осадка.
118
После этого промывают осадок на фильтре ещё 2–3 раза. Промывание
следует производить до полного удаления ионов Cl− (проба раствора,
подкисленного HNO3 с Ag 2 (NO3 )2) во избежание потерь вследствие
летучести FeCl3 . Высушивают на воронке в сушильном шкафу.
Высушенный, но ещё слегка влажный, фильтр с осадком переносят в
предварительно прокаленный до постоянного веса тигель. Далее
осторожно обугливают фильтр в устье муфеля так, чтобы фильтр не
загорался и затем прокаливают осадок в муфельной печи до
постоянного веса. Прокаливание ведут в течение 30–40 мин при
температуре 800–900 С.
Полученный осадок Fe2 O3 охлаждают 20–30 минут в эксикаторе,
взвешивают на аналитических весах и, убедившись в постоянстве
веса, рассчитывают содержание железа по формуле:
𝑄Fe3+ =
2Fe
Fe2 O3
∙ 𝑎.
Если анализ весового определения железа ведётся с взятия
навески, то процентное содержание железа рассчитывается по
формуле:
𝑄Fe3+ =
2Fe
Fe2 O3
∙
𝑎
𝑃
∙ 100,
где: а – вес осадка (весовая форма);
Р – навеска;
2Fe
Fe2 O3
– весовой фактор.
Таблица 20.1
Результаты анализа весового определения железа
№
стакан
а
№
тигл
я
Масса
пустого
тигля (г)
Масса
тигля с
осадком (г)
Форма отчёта:
1. Краткое описание работы.
2. Уравнения химических реакций.
3. Расчёты.
119
Масса
осадка
(г)
Фактор
пересчёта
Масса
железа
(III) (г)
Лабораторная работа № 21
МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
При титрометрическом методе анализа полученное соединение
исследуемого элемента не взвешивают, как в весовом анализе, а
определяют путем точного измерения объема реактива, затраченного
на взаимодействие с ним. Концентрация реактива должна быть
заранее неизвестна.
Процесс прибавления раствора с известной концентрацией к
раствору вещества неизвестной концентрации (или наоборот)
называют титрованием.
Титрование можно поводить различными способами в
зависимости от характера проводимых определений:
1. Способом прямого титрования, когда определенный ион
непосредственно титруют раствором реагента и наоборот;
2. Способом
обратного
титрования,
при
котором
к
анализируемому раствору приливают некоторый избыток реагента и
этот избыток оттитровывают другим реагентом;
3. Способ замещения, который используют в тех случаях, когда
определяемый ион не взаимодействует непосредственно с раствором
реактива, или реагирует с ним в нестехиометрических соотношениях,
или не дает реакции с индикатором.
При любом способе проведения титрометрических определений
всегда требуется раствор с известной концентрацией (рабочий
раствор), точное измерение объемов растворов реагирующих веществ,
четкое определение момента эквивалентного взаимодействия их
(точки эквивалентности – т. э.), правильное вычисление результатов
определения.
По характеру использования тех или иных реакций химического
взаимодействия
веществ
титрометрический
метод
анализа
подразделяется на следующие разделы:
1. Метод килотно-основного титрования.
2. Метод редоксиметрии.
3. Метод осаждения.
Реакции титрометрических определений должны удовлетворять
следующим требованиям:
1. Момент окончания реакции (точка эквивалента) должен четко
и хорошо определятся. Точка эквивалентности может фиксироваться
120
по изменению окраски индикатора титруемого раствора или по
изменению физико-химических показателей (электропроводность,
Red – Ox потенциал и т. д.).
2. Скорость аналитической реакции должна быть достаточно
велика для точной фиксации т. э.
3. При титровании не должны иметь место побочные реакции.
4. Вещества, мешающие определению т. э. и протеканию
основной реакции, должны отсутствовать.
В титрометрическом анализе концентрация рабочего раствора
выражается через:
1. Титр его по рабочему веществу;
2. Титр по определенному веществу;
3. Молярность;
4. Нормальность.
Титр по рабочему раствору определяет количество граммов
растворенного рабочего вещества в 1 мл раствора и обозначается «Т».
Титр рабочего раствора рассчитывают по формуле:
T
m
V
или
T
N Э
,
1 000
где m – количество граммов растворенного рабочего раствора,
V – объем раствора,
N – нормальность раствора,
Э – эквивалент рабочего вещества.
Если при титровании затрачено V мл рабочего раствора, то T  V
дают число граммов рабочего вещества, реагирующего с
определенным. А чтобы вычислить количество определенного
вещества,
необходимо
связать
реагирующие
количества
молекулярным соотношением.
Например: ТHCl = 0,00764 г/мл, на титрование «x» граммов Na2CО3
израсходовано 22,5 мл этого раствора. Количество соды вычисляется
по пропорции:
2HCl
2 · 36,17 г
ТHCl · VHCl
Na2CО3
106 г
x
121
xNa2CO3 =
0,00764∙106
2∙36,17
Удобнее вместо молекулярных весов брать соответствующие
эквивалентные веса определенного (Э1) и (Э2) – рабочего вещества,
тогда количество определяемого вещества можно рассчитать по
формуле:
𝑔 =𝑉∙𝑇∙
Э1
.
Э2
При массовых однотипных определениях удобнее выражать
концентрации не в граммах рабочего вещества, а в граммах
определяемого вещества, соответствующего 1 мл рабочего раствора.
Это так называемый титр по определяемому веществу. Обозначается
такой титр через ТМ1⁄М2 , где: М1 – формула рабочего вещества,
М2 – определяемого вещества.
Например, титр раствора перманганата по железу выражается:
ТKMnO4⁄Fe2+ = 0,00562 г/мл,
Это означает, что 1 мл раствора KMnO4 взаимодействует с
0,00562 г железа.
В
общем
виде
количество
определяемого
вещества
рассчитывается по формуле:
𝑔 = 𝑉 ∙ 𝑇𝑀1 ⁄𝑀2 .
Тогда концентрация одного раствора определяется титрованием
его другим раствором. Удобно применять выражение концентрации
через их нормальность – N. Например, для определения концентрации
едкого натра берут измеренный объем его и титруют соляной
кислотой с известной нормальностью. Тогда нормальность едкого
натра определяется:
𝑉HCl
𝑉NaOH
=
𝑁NaOH
𝑁HCl
;
𝑁NaOH =
122
𝑉HCl ∙𝑁Hcl
𝑉NaOH
.
Приготовление рабочих титрованных растворов
Существует два способа приготовления растворов.
1. Точную навеску вещества растворяют в мерной колбе и
разбавляют водой до метки. Разделив взятую навеску (Р) на объем
колбы в миллилитрах (V) определяют титр (Т) полученного раствора:
𝑃
𝑇 = 𝑉 г/мл.
Навеску вещества рассчитывают по формуле:
𝑁∙Э∙𝑉
𝑃 = 1 000,
где N – заданная нормальность;
Э – эквивалент растворенного вещества;
V – объем приготовленного раствора.
Полученные таким образом титрованные растворы называются
приготовленными или стандартными.
Исходное вещество, пригодное для этой цели, должно
удовлетворять следующим требованиям:
а) быть химически чистым;
б) состав вещества должен строго соответствовать химической
формуле;
в) хорошо растворяться в воде;
г) быть устойчивым как в сухом виде, так и в растворах;
д) желательно, чтобы вещество было с большим молекулярным
весом.
В качестве исходных веществ, применяемых для приготовления
титрованных растворов взятием точной навески, обычно пользуются:
бурой – Na2B4O7, щавелевой кислотой – Н2С2О4, содой – Na2CO3.
2. В тех случаях, когда вещество не удовлетворяет
перечисленным
выше
требованиям
(вследствие
летучести,
гигроскопичности или наличия примесей), рабочий раствор готовят
сначала
приблизительно
нужной
концентрации,
а
затем
устанавливают его титр по заранее приготовленному раствору. Такие
титрованные растворы называются установленными.
123
Зная объемы израсходованных растворов, точную концентрацию
одного из них (Т) и уравнение химической реакции, рассчитывают
титр устанавливаемого титрованного раствора.
Пусть необходимо установить титр соляной кислоты, используя
титрованный раствор соды:
Т Na 2CO3  0,0053 г/мл;
𝑉Na2 CO3 – взятый на титрование 10,0 мл;
𝑉HCl – пошедший на титрование 11,2 мл.
Тогда THCl определяется из уравнения:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3
53  36,5
𝑇Na2 CO3 ∙ 𝑉Na2 CO3
𝑇HCl⁄
Na2 CO3
=
𝑇𝐻𝐶𝑙 ∙ 𝑉𝐻𝐶𝑙
𝑇Na2 CO3 ∙ 𝑉Na2 CO3 36,5
г
∙
=⋯ .
𝑉HCl
53
л
Экспериментальная часть
1. Техника анализа. При анализе титрованный раствор помещают
в особый измерительный сосуд, называемый бюреткой, откуда
понемногу (по каплям) добавляют его к исследуемому раствору, до
тех пор, пока затраченное количество реактива будет химически
эквивалентно определяемому веществу. Для фиксирования точной
эквивалентности применяются индикаторы, т. е. вещества, которые
вблизи точки эквивалентности меняют окраску.
Отсчитав по бюретке объем реактива, затраченный при
титровании, и зная титр этого раствора, определяют сначала
количество
реактива
в
граммах.
Далее,
зная
реакцию
взаимодействующих
веществ,
рассчитывают
количество
определяемого вещества в растворе.
2. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрование). В
основе метода лежит реакция взаимодействия ионов водорода или
гидроксония с ионами гидроксида, сопровождающаяся образованием
слабо диссоциированных молекул воды:
124
Н+ + ОН– ↔ Н2О
Н3О+ + ОН– ↔ 2Н2О
Этим методом можно производить количественное определение
кислот (алкалиметрия), оснований (ацидиметрия), солей, способных
гидролизоваться в водных растворах (Na2CO3 и K2CO3 ), а также их
смесей (NH4Cl + NaOH) и т. д.
Количественное определение щелочи
Цель работы: ознакомить с техникой анализа количественного
определения веществ методом нейтрализации.
Определить содержание щелочи в исследуемом растворе.
Посуда: бюретка на 50 мл – 1 шт., пипетка – 1 шт., химический
стакан – 3 шт., мерная колба – 1 шт., эйлемееровская (коническая)
колба – 1 шт., промывалка – 1 шт., часовое стекло – 1 шт., воронка –
1 шт., лабораторный штатив – 1 шт., мерный цилиндр на 50, 500 мл –
2 шт.,
Реактивы: сода (Na2CO3) – сухая соль, соляная кислота (HCl) –
2 н, метилоранж, вода дистиллированная.
Приборы: аналитические весы с разновесами.
Ход анализа
а) Приготовление стандартного раствора соды по заданной
нормальности и объему мерной колбы
Например: нормальность соды – 0,12,
объем колбы – 250 мл,
тогда навеска соды (Р) рассчитывается:
𝑃Na2 CO3 =
𝑁 ∙ Э ∙ 𝑉 0,12 ∙ 53 ∙ 250
=
= 1,390 г,
1 000
1 000
где
ЭNa2 CO3 =
М 100
=
= 53.
2
2
125
Рассчитанную навеску взвешивают на часовом стекле на
аналитических весах, с точностью до 4-го знака после запятой. Затем
переносят ее в мерную колбу с помощью воронки, растворяют в
небольшом количестве воды (25–30 мл) до полного растворения и
доводят водой до метки.
Тщательно перемешав раствор в колбе, получают титрованный
раствор воды, титр которого определяется так:
ТNa2 CO3 =
РNa2CO3
𝑉колбы
=
1,5900
г
= 0,006385 .
250
мл
б) Приготовление рабочего раствора HCl и установка его
титра по соде
Раствор готовится сначала приблизительно такой же
нормальности, как и сода, т. е. 0,12 н.
Пусть задано приготовить 300 мл 0,12 н раствора HCl при
наличии в лаборатории 2 н раствора HCl.
Пользуясь зависимостью:
𝑉2 =
𝑉1
𝑉2
=
𝑁2
𝑁1
,
𝑉1 ∙ 𝑉2 300 ∙ 0,12
=
= 18 мл 2 н HCl ,
𝑁2
2
где 𝑉1 – объем 0,12 н раствора HCl (х);
𝑉2 – объем 2 н раствора HCl (300);
𝑁1 – нормальность заданной кислоты (0,12);
𝑁2 – нормальность данной кислоты (2).
Полученные 18 мл 2 н HCl отмеряют цилиндром, переносят в
коническую колбу, доливают водой, отмеренной цилиндром:
300 – 18 = 282 мл.
Таким образом получают приблизительно нужной концентрации
раствор HCl. Для установки титра соляной кислоты следует отобрать
пипеткой 25 мл (20,15 мл) титрованного раствора соды в химический
стакан и добавить 2 капли метилоранжа. Бюретку заливают
приготовленным приблизительно 0,1 н HCl (предварительно
126
ополоснув ее этим раствором) до тех пор, пока слабо-желтая окраска
не перейдет в слабо-розовую.
Титрование производят 2–3 раза.
После этого производят отсчет затраченной кислоты по бюретке
и рассчитывают ее титр. Пусть на титрование 25 мл затрачено (в
среднем) 27,80 мл соляной кислоты, тогда исходя из уравнения
реакции ТHCl⁄
определяется так:
Na2 CO3
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
г·экв. 36,5  г·экв. 53
ТHCl ∙ 𝑉HCl  ТNa2CO3 ∙ 𝑉Na2CO3
ТHCl⁄
Na2 CO3
=
=
ТNa2 CO3 ∙ 𝑉Na2CO3 36,5
𝑉HCl
∙
53
=
0,006385 ∙ 2,5 ∙ 36,5
г
== 0,00394 .
27,5 ∙ 53
мл
в) Определение количества щелочи
В полученный для определения количества щелочи раствор
добавляют 2 капли метилоранжа. Раствор приобретает при этом
желтую окраску. Из бюретки по каплям прибавляют рабочий раствор
соляной кислоты (HCl) до слабо-розового цвета. Отсчитывают объем
пошедшей кислоты на взаимодействие со щелочью и по уравнению
химической реакции определяют количество щелочи в граммах:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
г·экв. 40  г·экв. 36,6
x  ТHCl ∙ 𝑉HCl (по бюретке)
x=
ТHCl ∙ 𝑉HCl ∙ 40
36,5
127
Форма отчета
1.
2.
3.
4.
5.
Тема лабораторной работы.
Номер лабораторной работы.
Краткое описание работы.
Уравнения химических реакций.
Расчетная часть:
а) расчет навески;
б) определение ТNa2 CO3 ;
в) определение ТHCl⁄
;
Na2 CO3
г) количественное определение щелочи (задачи).
Контрольные вопросы
1. Какие растворы называются рабочими, стандартными?
2. Что такое титрование, основные способы титрования?
3. Способы выражения концентрации растворов в аналитике.
4. Какие растворы называются титрованными?
5. Способы приготовления титрованных растворов?
6. Требования, предъявляемые к аналитическим реакциям и
титрометрии.
7. В чем заключается ионная сущность метода нейтрализации?
128
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Общая химия: Методические указания к лабораторным
работам. Ч. 1, 2 / В. А. Алиханов [и др.]. Владикавказ: СКГМИ, 2010.
2. Неорганическая химия: Методические указания к лабораторным работам. Ч. II / Сост. В. А. Алиханов [и др.]. Владикавказ:
СКГМИ, 2010.
3. Сборник лабораторных работ по органической химии / Сост.
К. Б. Темираев. Владикавказ: СКГМИ, 2011.
4. Методические указания для лабораторных работ по
аналитической химии / Сост. Б. Х. Горбаткова, О. Н. Русина.
Владикавказ: СКГМИ, 1982.
5. Методические указания для работ по физической химии / Сост.
А. Х. Абрамьян [и др.]. Владикавказ: СКГМИ, 2005.
6. Васильева З. Г., Грановская А. А., Таперова А. А. Лабораторные
работы по общей и неорганической химии. Л.: Химия; Ленинградское
отделение, 1986.
7. Сборник лабораторных работ по общей химии / Под ред.
Н. В. Коровина [и др.]. М.: МЭИ, 1974.
8. Лабораторный практикум по химии / Под ред. Р. А. Панича,
Д. Г. Нарышкина. М.: МЭИ, 1980.
9. Ахметов Н. С., Азизова М. К., Бадыгина Л. И. Лабораторные и
семинарские занятия по неорганической химии. М.: Высшая школа,
1979.
10. Григорьев А. П., Федотова О. Я. Лабораторный практикум по
технологии пластических масс. М.: Высшая школа, 1985.
11. Абрамьян А. Х. Определение вязкости жидкости методом
капиллярного истечения. Владикавказ: СКГМИ, 2011.
129
Содержание
Предисловие ............................................................................................... 3
Общие указания к выполнению работ ..................................................... 4
Правила оформления лабораторных работ ............................................. 5
Часть 1: Общая химия ............................................................................ 6
Лабораторная работа № 1. Определение эквивалентов ...................... 6
Лабораторная работа № 2. Комплексные соединения ........................10
Лабораторная работа № 3. Водородный показатель среды рН ..........16
Лабораторная работа № 4. Химическое равновесие.
Смещение химического равновесия ........................................................20
Лабораторная работа № 5. Растворимость веществ.
Концентрация растворов. Приготовление растворов различной
концентрации .............................................................................................25
Лабораторная работа № 6. Гидролиз солей .........................................30
Лабораторная работа № 7. Определение жесткости и
умягчения воды ..........................................................................................35
Часть 2: Химия элементов .....................................................................40
Лабораторная работа № 8. Свойства элементов главной
подгруппы II группы .................................................................................40
Лабораторная работа № 9. Железо, кобальт, никель ..........................44
Лабораторная работа № 10. Подгруппа меди ......................................50
Лабораторная работа № 11. Цинк, кадмий, ртуть ...............................56
Лабораторная работа № 12. Свойства соединений хрома ..................61
Лабораторная работа № 13. Свойство соединений марганца................66
Лабораторная работа № 14. Азот и его соединения ............................70
Часть 3: Физическая химия ...................................................................76
Лабораторная работа № 15. Определение вязкости жидкости
методом капиллярного истечения ............................................................76
Лабораторная работа № 16. Молекулярная адсорбция из
раствора на твердом веществе ..................................................................83
Часть 4: Органическая химия ...............................................................91
Лабораторная работа № 17. Углеводороды .........................................91
Лабораторная работа № 18. Спирты и фенолы....................................
101
Лабораторная работа № 19. Альдегиды и кетоны ...............................
108
114
Часть 5: Аналитическая химия ............................................................
Лабораторная работа № 20. Гравиметрический метод .......................
114
Лабораторная работа № 21. Метод нейтрализации .............................
120
130
Литература .................................................................................................
129
131