Рекомендации методические к лабораторным работам по курсу "химия" В.В.ДАВЫДОВ, Е.Ю.НЕВСКАЯ, О.А.ЕГОРОВА МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ ПО КУРСУ "ХИМИЯ" Москва Издательство Российского университета дружбы народов 2005 В.В.ДАВЫДОВ, Е.Ю.НЕВСКАЯ, О.А.ЕГОРОВА МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ ПО КУРСУ "ХИМИЯ" Для студентов I курса специальностей “Горное дело”, "Экономика и управление на предприятии”, “Автоматизация и управление" Москва Издательство Российского университета дружбы народов 2005 У т в е р ж д е н о РИС Ученого совета Российского университета дружбы народов Давыдов В.В., Невская Е.Ю., Егорова О.А. Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "Химия". Для студентов I курса направлений “Горное дело”, “Экономика и управление на предприятии”, "Автоматизация и управление": - М.: Изд-во РУДН, 2005. - 84с. Приведены описания 11 лабораторных работ, содержащих краткую теоретическую часть с указанием литературы для углубленного изучения темы и экспериментальную часть с описанием опытов и рекомендациями по их выполнению и оформлению, а также вопросы и задания для закрепления изучаемой темы. Подготовлено на кафедре общей химии. ã Издательство Российского университета дружбы народов, 2005 В В Е Д Е Н И Е Изучение химии студентами I курса направлений “Горное дело”, “Экономика и управление на предприятии”, "Автоматизация и управление" имеет три основных цели: 1) формирование современного научного мировоззрения и научного уровня будущего специалиста; 2) подготовка и формирование базы для усвоения программы по специальным курсам (технология добычи полезных ископаемых, переработка полезных ископаемых, проведение и крепление горных выработок; рудничная аэрология; геохимия подземной добычи каменного угля; охрана труда и горноспасательное дело и др.); 3) создание основы для использования новых достижений химии в своей специальности. Курс "Химия" включает в себя цикл лекций, лабораторные и семинарские занятия, а также самостоятельную работу студентов. В предлагаемом руководстве приведено описание 11 лабораторных работ, выполняемых студентами специальностей направлений “Горное дело”, “Экономика и управление на предприятии” и "Автоматизация и управление" в соответствии с действующими планами. Каждая работа начинается с указания ее цели, используемого оборудования и включает краткую теоретическую часть, содержащую основные определения по изучаемой теме с указанием литературы для ее более подробного изучения. Экспериментальная часть работы построена следующим образом. Вначале дается описание опытов с кратким изложением их сущности, затем приводится порядок выполнения опытов, а в разделе "Результаты и их обработка" или "Задание" даны рекомендации по оформлению данного опыта в отчете о лабораторной работе и приведены некоторые вопросы для закрепления изучаемой темы. При подготовке к занятиям (как правило, это является домашним заданием) рекомендуется ознакомиться с теоретической частью работы, привлекая при этом соответствующий материал учебника и конспекта лекций. Затем необходимо прочитать описание экспериментальной части работы и в тетради для лабораторных работ начать оформление отчета. Отчет включает в себя: 1. Дату выполнения работы. 2. Порядковый номер работы и ее название. 3. Порядковый номер опыта и его название. 4. Уравнения исследуемых реакций и выполнение заданий, указанных в разделе "Задание" в описании каждого опыта. При домашней подготовке к работе рекомендуется выполнить задание и написать отчет, оставив в нем место, где будут указаны признаки реакций, наблюдения, расчеты и графики, которые вписываются при обработке результатов опытов. Вышеуказанный порядок подготовки позволяет студенту с большим пониманием, качественно и быстро справиться с работой и ее оформлением, в конечном счете, способствуя более глубокому пониманию изучаемой темы. По сравнению с предыдущим сборником в настоящем издании число предлагаемых лабораторных работ уменьшено до 11, некоторые работы переработаны и дополнены, приведены правила работы в химической лаборатории, увеличено число приложений и уточнены некоторые цифры. ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ В химической лаборатории студенты должны научиться работать аккуратно и соблюдать правила техники безопасности: Каждый студент должен знать: 1. Своё рабочее место в лаборатории. 2. Правила хранения реактивов и работы с ними. 3. Правила работы с легковоспламеняющимися жидкостями, легколетучими и токсичными веществами, концентрированными растворами кислот и щелочей. 4. Нагревательные приборы в лаборатории и электрооборудование. 5. Средства пожаротушения в химической лаборатории. 6. Индивидуальные средства защиты, используемые в химической лаборатории. Общие правила 1. При подготовке к работе студенты обязаны самостоятельно проработать соответствующий теоретический материал. 2. Вход в химическую лабораторию в верхней одежде запрещен. 3. За каждым студентом в лаборатории закрепляется определенное рабочее место, которое он поддерживает в чистоте и порядке. Во время работы на лабораторном столе должны находиться только необходимые приборы, реактивы и лабораторный журнал. 4. Расходовать материалы, реактивы, газ, воду и электроэнергию следует экономно. 5. Нельзя пробовать на вкус и вдыхать химические вещества 6. Все работы с вредными и пахучими веществами, а также с концентрированными кислотами и щелочами должны проводиться в вытяжном шкафу. 7. Все результаты опытов и наблюдения должны быть записаны в лабораторном журнале. Работа с химическими реактивами 1. Реактивы хранят в склянках с закрытыми пробками. Нельзя высыпать обратно в склянку реактив, случайно рассыпанный на столе. 2. Растворы реактивов хранят в специальных склянках со стеклянными или пластмассовыми пробками. Выливать обратно в склянку взятый раствор нельзя. Остатки растворов, содержащие вредные или ценные вещества нельзя выливать в раковины, эти растворы сливают в специальные сосуды. 3. Сухие вещества набираются чистым шпателем или стеклянной лопаточкой. Нельзя одновременно пользоваться одним и тем же шпателем для отбора разных реактивов. Нельзя класть шпатель непосредственно на стол, можно на бумагу. 4. Жидкие реактивы следует осторожно наливать из склянок; при этом склянки следует держать этикетками вверх, чтобы предохранить их от обливания и порчи. 5. Склянки с растворами реактивов после употребления следует сразу закрывать пробкой (при этом нельзя путать пробки от разных склянок) и ставить на то же место, откуда они были взяты. 6. При разбавлении водой концентрированных минеральных кислот (особенно серной), концентрированных растворов щелочей, выделяющих при этом тепло, следует приливать их тонкой струёй холодную воду при одновременном помешивании 7. При нагревании жидкостей в пробирках следует держать пробирку отверстием от себя и людей, работающих рядом. 8. При распознавании по запаху выделяющихся газов следует нюхать газ осторожно, издали, направляя его струю движением руки от сосуда к себе. Работа с газовой горелкой Для нагревания в лаборатории применяют газовые горелки, в которых сжигают природный газ (в основном метан - СН4 ). Необходимо помнить, что утечка газа не допускается. Следите за правильным использованием газовой горелки. Газовая горелка Теклю (рис.1) состоит из трубки (1), диска (2) и подставки (3) с боковым патрубком (4). На боковой патрубок одевается каучуковая трубка, которая через газовый кран соединяет горелку с газовой сетью (трубой). Диск, который может вращаться по боковой нарезке, образуя различной величины зазор (щель) с трубкой, служит для регулирования притока воздуха в горелку. Рис.1. Горелка Теклю и строение пламени: 1 - трубка; 2 - диск, регулирующий подачу воздуха; 3 - подставка; 4 - боковой патрубок или вентиль, регулирующий подачу газа При недостаточном доступе воздуха происходит неполное сгорание газа, отчего пламя светится и коптит. Таким пламенем пользоваться нельзя. Для зажигания горелки нужно открыть газовый кран и поднести к верхней его части зажженную спичку. Чтобы выключить (потушить) горелку, необходимо закрыть газовый кран. Нельзя тушить горелку, задувая пламя. При слишком большом притоке воздуха пламя может погаснуть в верхней части горелки и “проскочить“ внутрь горелки, к самому отверстию подставки. “Проскок” пламени необходимо ликвидировать, для чего закрыть газовый кран, дать горелке остыть, поворотом диска уменьшить доступ воздуха и вновь зажечь её. В правильно отрегулированном пламени горелки можно различить три зоны: внутреннюю, среднюю и наружную, имеющие различные температуры. Первая помощь при ожогах и порезах 1. Работающий в лаборатории должен знать, где находится аптечка первой помощи. 2. При ожогах водяным паром, горячими предметами, брызгами горячей воды и т.д. смазывают пораженное место 5-10% раствором перманганата калия. 3. При попадании кислоты или щелочи на руки (одежду) следует смыть их водой, а затем кислоту нейтрализовать 5% раствором бикарбоната натрия, а щелочь - 5% раствором борной кислоты или 2% раствором уксусной кислоты. 4. При попадании химических реактивов на лицо или в глаза необходимо сразу промыть их большим количеством воды, а затем, если необходимо, обратиться за помощью в поликлинику. 5. При порезах необходимо убедиться, нет ли в ране осколков стекла. При небольших порезах смазывают йодной настойкой края порезов, останавливают кровотечение, залив рану 10% раствором хлорида железа (III) или 3% раствором перекиси водорода. Затем накладывают стерильную повязку. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА И ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ Цель работы : знакомство с методикой определения термодинамических величин; освоение техники работы с весами и термометром. Оборудование : калориметр, растворы HCl (1 моль/л) и NaOH (1 моль/л), бюретки, весы, термометр, стеклянная палочка, воронка. Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 54-56, 66, 68. Теоретическая часть Важнейшими величинами, характеризующими состояние химической системы, являются внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S) и энергия Гиббса (G). Внутренняя энергия - полная энергия частиц, составляющих данное вещество. Если система переходит из состояния 1 в состояние 2, поглощая теплоту Q и совершая работу А, то U2 = U1 + Q – A или DU = Q - A (1) Уравнение (1) выражает закон сохранения энергии. Энтальпия - функция состояния системы, равная Н = U + pV (2) Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления. При постоянном внешнем давлении р и при условии, что системой совершается только работа расширения A = p×DV DН = DU + pDV (3) Из уравнений (1) и (3) следует, что при р = const DН = Qp (4) где Qp - теплота, поглощаемая системой при постоянном давлении. Уравнение (4) позволяет определять DН при различных процессах. Так, при нагревании вещества его изменение энтальпии будет равно DН = Qp = n×cp ×DT (5) где n - число молей вещества; cp - мольная теплоемкость вещества при р = const; DT - изменение температуры. В химической реакции DН равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции Qp , проведенной при р = const и Т = const. Для удобства сопоставления термодинамических величин различных реакций принято сравнивать их значения в стандартных условиях (чистое состояние для индивидуальных веществ; концентрация, равная 1 моль в 1000 г растворителя для растворов; р = 101325 Па или 760 мм рт.ст. для газов; Т = 298 К или 25 о С). Состояние вещества в стандартных условиях называется стандартным состоянием . Изменение внутренней энергии или энтальпии систем в стандартных условиях называются стандартными изменениями и обозначаются DU0 и DН0 . Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии DНо (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Тепловой эффект реакции Q относят к 1 молю вещества при Т = 298 К и р = 101325 Па и выражают в кДж. По закону Гесса стандартное изменение энтальпии реакции (сокращенно: стандартная энтальпия реакции) равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции минус сумма стандартных энтальпий образования исходных веществ. DНо реакции = SDНо обр продукты реакции - SDНо обр исходные вещества Для экзотермических процессов (с выделением энергии) DН <0, для эндотермических (с поглощением энергии) DН >0. В реакциях между растворами сильных кислот и щелочей всегда выделяется одно и то же количество тепла в расчете на 1 моль образующейся воды (примерно 57,6 кДж/моль). Например, NaOH + HCl = NaCl + H2 O DН = -57,53 кДж/моль KOH + HNO3 = KNO3 + H2 O DН = -57,61 кДж/моль Уменьшение энтальпии в этих реакциях свидетельствует о том, что сумма энергий связи в продуктах реакции выше суммы энергий связи исходных веществ. Этот факт служит одним из доказательств ионного характера солей, кислот и щелочей и распада на ионы молекул веществ при растворении их в воде. Действительно, постоянство теплового эффекта в указанных выше реакциях можно объяснить только тем, что сильные кислоты, щелочи и хорошо растворимые в воде соли полностью диссоциируют на ионы. В противном случае, величина теплоты нейтрализации зависела бы от энтальпии образования кислот, гидроксидов и солей. Одинаковая величина теплоты нейтрализации в реакциях между сильными кислотами и щелочами свидетельствует о том, что во всех случаях происходит одна и та же реакция - образование связи Н-ОН по реакции Н+ + ОН- = Н2 О Определение тепловых эффектов реакций производят в калориметрах различных конструкций. Рис.2. Калориметрическая установка: 1 – калориметрический стакан; 2 - внешний стакан; 3 – выступ; 4 – крышка; 5 – термометр; 6 – воронка; 7 – мешалка. Величину DН реакции нейтрализации можно вычислить по закону Гесса. Например, для реакции HClр-р + NaOHр-р = NaClр-р + H2 Oж DНо нейтр = (DНо обр NaClр-р + DНо обр H2 Oж ) - (DНо обр HClр-р + DНо обр NaOHр-р ) = DНо обр Na+ (водн) +DНо обр Cl-(водн) + DНо обр H2 O(ж) - DНо обр H+ (водн) - DНо обр Cl- (водн) - DНо обр Na+ (водн) - DНо обр ОН- (водн) = DНо обр H2 O(ж) - DНо обр H+ (водн) - DНо обр ОН- (водн) = -57,53 кДж/моль Низкое значение DН реакции взаимодействия ионов Н+ и ОН- показывает, что равновесие этой реакции сильно смещено в сторону образования молекул воды. Экспериментальная часть В настоящей работе определяется DН реакции нейтрализации NaOH + HCl = NaCl + H2 O 1. Взвесить калориметрический стакан и записать его массу m1 . 2. Прилить из бюретки в калориметрический стакан 75,0 мл раствора кислоты (СHCl = 1 моль/л). 3. Измерить температуру раствора кислоты tk . 4. В стакан объемом 150 мл налить из бюретки 75 мл раствора гидроксида натрия (СNaOH =1 моль/л). 5. Измерить температуру раствора гидроксида натрия tщ . 6. При постоянном перемешивании через воронку вылить раствор NaOH в раствор HCl в калориметрический стакан. 7. Записать максимальную температуру, которую покажет термометр после сливания растворов, t2 . 8. Сделайте расчет и оформите отчет о работе в тетради. В данной работе экспериментально определяется количество теплоты (q), которое выделяется при взаимодействии 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия и соляной кислоты, т.е. при образовании 0,075 моля Н2 О. Количество теплоты, выделяющейся при образовании одного моля Н2 О, будет равно q/0,075 кДж/моль. Абсолютную ошибку рассчитывают по формуле: А = |Т-Э|, где Т - теоретическое значение измеряемой величины, Э - экспериментальное значение измеряемой величины. Относительная ошибка (К) - это отношение абсолютной ошибки к теоретическому значению, умноженное на 100. Форма отчета Дата ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА И ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ Результаты эксперимента: 1. Масса калориметрического стакана m1 = ... г 2. Масса раствора в калориметрическом сосуде после реакции (принимаем r = 1 г/мл) m2 = (75 г + 75 г) m2 = 150,0 г 3. Температура раствора кислоты tk = ... о С 4. Температура раствора гидроксида натрия tщ = ... о С 5. Средняя температура исходных веществ, t1 t1 = 1/2(tk + tщ ) t1 = ... о С 6. Максимальная температура раствора после реакции t2 = ... о С 7. Удельная теплоемкость алюминия Сp 298 = С1 = 0,905 Дж/(г×град) 8. Удельная теплоемкость раствора (принимаем примерно равной удельной теплоемкости воды) Сp 298 = С2 = 4,19 Дж/(г×град) Обработка результатов: 1. Количество теплоты, выделившейся в ходе реакции q = (t2 - t1 )×(С1 ×m1 + С2 ×m2 )/1000 = q = …кДж 2. Тепловой эффект реакции = 3. Энтальпия реакции нейтрализации DНнейтр = - Qp = DНнейтр = кДж/моль 4. Ошибка эксперимента:* А =|Т-Э| = К = (А/Т)×100% = (|Т-Э|/Т)×100% = *- Различают абсолютную (А) и относительную ошибку эксперимента (К). ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Цель работы : экспериментальная проверка некоторых теоретических положений по теме "Химическая кинетика"; ознакомление с техникой работы с растворами и техникой кинетических измерений. Оборудование : стаканы, стеклянные палочки, секундомеры, подставки под стаканы, термометры, пробирки; KCl(тв); растворы: Na2 S2 O3 , H2 SO4 , FeCl3 (нас), KSCN(нас.). Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§12, 57-59, 63. Теоретическая часть Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, называется химической кинетикой . Химическая реакция - сложный процесс, состоящий из большого количества взаимодействий: обмена различными видами энергии, сопровождающегося разрывом одних и образованием других химических связей. Участниками химических реакций являются молекулы, свободные радикалы, атомы и различные комплексы. В сложной химической реакции можно выделить элементарные стадии, в которых участвуют 1, 2 или максимум 3 частицы. Число частиц, участвующих в элементарном акте определяет молекулярность реакции . Реакции могут быть одно-, двух- или трехмолекулярными. Скорость химической реакции - число элементарных актов реакции в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Скорость реакции равна изменению концентрации исходного вещества или продукта реакции (в моль/л) в единицу времени (мин. или сек.). Для гомогенных реакций: (1) Знак (+) используется, если расчет скорости реакции проводят по изменению концентрации продукта реакции, а (-) -исходного вещества. По уравнению (1) определяется "средняя скорость". "Мгновенная" скорость определяется по уравнению (2): (2) Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, температуры, давления, ионной силы раствора и других факторов. При постоянной температуре скорость реакции - функция концентраций всех веществ , находящихся в реакционной смеси. Для простой реакции (3) скорость реакции выражается (описывается) уравнением: А + В ® С (3) V® = k×CA ×CB , (4) где k - константа скорости, CA и CB - концентрации реагирующих веществ (в моль/л). В общем случае для реакции (5) уравнение скорости реакции будет (6) А + В + С ... ® продукты реакции (5) V® = k×CA ×CB ×CС ×... (6) где nA , nB и nC - порядки реакции по отношению к веществам А, В, С, которые определяются экспериментально. Для этого в случае простых реакций изучают зависимость концентрации данного вещества от времени и строят графики в координатах (lg C, t), (1/С, t) и (С-2 , t). Для реакции первого порядка по данному веществу линейная зависимость наблюдается в координатах (lg C, t), для реакций второго порядка - в координатах (1/С, t) и для реакций третьего порядка - (С-2 , t). В случае сложных реакций используют другие методы: метод начальных скоростей, метод полуреакций и другие. Полный порядок реакции - это сумма показателей степеней при концентрациях всех веществ в уравнении скорости реакции (6). В 1889 г. С. Аррениусом было предложено уравнение (7), связывающее константу скорости реакции с температурой (уравнение Аррениуса ) k = ko ×e- E/ RT (7) где k0 - коэффициент пропорциональности, Е - энергия активации, R - универсальная газовая постоянная, Т - температура. Вант-Гофф экспериментально установил, что при повышении температуры на каждые 10 о С скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза (правило Вант-Гоффа): , где g = 2 - 4 (8) В уравнении (8) t2 и t1 - конечная и начальная температура соответственно, Vt2 и Vt1 - скорость реакции при температуре t2 и t1 соответственно, g - температурный коэффициент реакции. Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые . Примерами могут служить реакции (9) и (10) соответственно: Zn + 4HNO3 = Zn(NO3 )2 +2NO2 + 2H2 O (9) H2 + I2 = 2HI (10) Для обратимых реакций в определенный момент времени устанавливается состояние, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции V® = V¬ (11) Такое состояние называется химическим равновесием . Химическое равновесие имеет динамический характер. В 1867 году Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс : В состоянии химического равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам перед этими веществами в уравнении реакции, к произведению концентраций исходных веществ в соответствующих степенях, есть величина постоянная. Для реакции (12) закон действующих масс можно записать в форме (13): aA + bB = cC + dD (12) (13) Kp - называется константой равновесия. Для реакции (10) Kp равна: (14) Изменение равновесных концентраций в реакционной системе под действием внешних причин называется смещением (сдвигом) равновесия . По принципу Ле Шателье : если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие (изменять концентрации реагирующих веществ, температуру, давление), то состояние равновесия системы смещается так, чтобы противодействовать этому воздействию. Экспериментальная часть Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Описание опыта Изучается влияние изменения концентрации одного из реагирующих веществ на скорость реакции. Изучаемая реакция: Na2 S2 O3 + H2 SO4 ® Na2 SO4 + H2 O + SO2 + S¯ Реакция идет в несколько стадий. Na2 S2 O3 + H2 SO4 ® H2 S2 O3 + Na2 SO4 (быстро) H2 S2 O3 ® S¯ + H2 SO3 (медленно) H2 SO3 ® H2 O + SO2 (быстро) В результате реакции получается сера, образующая коллоидный раствор бледно-желтого цвета. Скорость реакции будет определяться скоростью лимитирующей (самой медленной) стадии, поэтому о ней можно судить по времени с начала реакции до появления осадка серы. При постоянной температуре и концентрации кислоты скорость реакции будет пропорциональна концентрации тиосульфата натрия. V = k×C(Na2 S2 O3 ) где V - скорость реакции; k - константа скорости; C(Na2 S2 O3 ) - молярная концентрация тиосульфата натрия Na2 S2 O3 . Порядок выполнения опыта 1. В три стакана налейте раствор Na2 S2 O3 : в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл. 2. Прилейте дистиллированной воды: в первый стакан - 20 мл, во второй - 10 мл. В третий стакан воды не добавлять. Таким образом, если принять концентрацию Na2 S2 O3 в первом стакане за 1, то во втором она будет равна 2, а в третьем - 3. 3. Включите секундомер и одновременно прилейте в первый стакан при перемешивании 20 мл раствора H2 SO4 . Измерьте время появления серы и определите скорость реакции, как величину, обратно пропорциональную времени появления серы. 4. Тот же опыт проделайте с растворами во втором и третьем стаканах. Результаты и их обработка 1. Результаты опыта запишите в таблицу. Стакан 1. Объем Na2 S2 O3 , мл 1 2 3 2. Объем воды, мл 3. Относительная концентрация Na2 S2 O3 4. Время появления серы, сек 5. Относительная скорость реакции, сек- 1 2. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2 S2 O3 . Для этого по оси ординат отложите скорость реакции, а по оси абсцисс - относительную концентрацию Na2 S2 O3 . Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации Na2 S2 O3 . Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры Описание опыта Изучается влияние изменения температуры на скорость реакции. Изучаемая реакция та же, что и в опыте 1. При этом концентрации и Na2 S2 O3 , и кислоты сохраняются постоянными. Порядок выполнения опыта 1. Налейте в одну пробирку 5 мл раствора серной кислоты, а в другую - 5 мл Na2 S2 O3 . 2. Обе пробирки поставьте вертикально в стакан с водой, примерно через 3 минуты измерьте температуру растворов термометром и запишите ее. 3. Слейте растворы кислоты и тиосульфата натрия, одновременно включите секундомер и измерьте время появления серы. 4. Повторите проделанный опыт, предварительно нагрев воду в стакане на 100 . Результаты и их обработка 1. Запишите результаты измерений в таблицу: Стакан 1. Объем Na2 S2 O3 , мл 1 2 2. Объем кислоты, мл 3. Температура 0 С 4. Время появления серы, сек 5. Относительная скорость реакции, сек- 1 2. Пользуясь формулой зависимости скорости реакции от температуры, рассчитайте температурный коэффициент реакции g. Опыт 3. Смещение химического равновесия Описание опыта Изучается влияние на состояние химического равновесия изменения концентрации реагирующих веществ. Опыт проводится на примере обратимой реакции FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl В результате прямой реакции образуется соль - роданид железа(III), Fe(SCN)3 - темно-красного цвета. Интенсивность окраски реакционной смеси зависит от концентрации Fe(SCN)3 . Наблюдая за изменением окраски смеси при изменении концентрации реагирующих веществ, можно судить о направлении смещения химического равновесия в изучаемой системе. Порядок выполнения опыта 1. В стакане смешать по 10 мл 0,5 н растворов FeCl3 и KSCN. 2. Реакционную смесь, равновесие в которой устанавливается практически мгновенно, разлить в четыре пробирки. Первая пробирка является контрольной, для сравнения. 3. Во вторую пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора FeCl3 . 4. В третью пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора KSCN. 5. В четвертую пробирку добавить несколько кристалликов KCl и раствор перемешать. Результаты и их обработка 1. Наблюдения запишите в таблицу. Пробирка 1. Цвет раствора до опыта 1 2 3 4 2. Какое вещество добавили 3. Цвет раствора после добавления вещества 4. Направление смещения равновесия 2. Напишите уравнение изучаемой реакции и на основе принципа Ле Шателье объясните направление смещения равновесия в присутствии одноименного иона. 3. Оформите отчет по лабораторной работе № 2. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ АМФОТЕРНОСТЬ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ Цель работы : экспериментальная проверка положений теории электролитической диссоциации. Оборудование : кристаллические вещества: Na2 CO3 , H2 C2 O4 , Zn. Растворы: ZnCl2 , NaOH (2н), HCl (2н), HCl (0,1н), Al2 (SO4 )3 , H2 SO4 (2н), Na2 SO4 , MgSO4 , BaCl2 , Na2 CO3 , K2 CO3 , CH3 COOH (0,1н). Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 81-88. Теоретическая часть Электролиты - вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Неэлектролиты - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Распад электролитов на ионы при растворении или в расплаве называется электролитической диссоциацией. Например: NaCl = Na+ + Cl- CH3 COOH = H+ + CH3 COO- Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации - степень диссоциации (a) и константа диссоциации (Кд ) Степень диссоциации - отношение числа диссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул электролита в растворе или расплаве. a = C(дис)/С(общ), где Сдис – концентрация диссоциированных молекул; Собщ – общая концентрация молекул электролита. Константа диссоциации - константа равновесия процесса электролитической диссоциации (более точное название - константа ионизации). Например, для 0,1 моль/л раствора CH3 COOH при 25 0 С a = 32 %. Это означает, что из 10000 молекул CH3 COOH, находящихся в растворе, 132 диссоциированы на ионы H+ и CH3 COO- , а остальные 9868 молекул - недиссоциированы. pK = lg Кд = 4,76 Электролиты, имеющие величину a, близкую к 100%, называются сильными , а имеющие a < 100% - слабыми . Сильные электролиты - растворимые в воде соли (NaCl, Al2 (SO4 )3 , BaCl2 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и др.), многие минеральные кислоты (HCl, HNO3 , H2 SO4 и др.). Слабые электролиты - некоторые минеральные и большинство органических кислот (HNO2 , H2 SO3 , H2 S, H2 CO3 , H2 SiO3 , HCN, H3 PO4 , CH3 COOH, H2 C2 O4 и др.), гидроксид аммония NH4 OH. Для слабых электролитов выполняется закон разбавления Оствальда Кд = a2 С где: Кд - константа диссоциации, a - степень диссоциации, С - концентрация (в моль/л) слабого электролита. Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. Например, H3 PO4 диссоциирует в три ступени (три стадии): 1) H3 PO4 = H+ + Н2 PO4 - Kд 1 = 7,5×10-3 2) H2 PO4 - = H+ + HPO4 2- Kд 2 = 6,3×10-8 3) HPO4 2- = H+ + PO4 3- Kд 3 = 1,3×10-12 ______________________________________________________ H3 PO4 = 3H+ + PO4 3- Kд = K1 × ×К2 ×К3 = 6,14×10-22 Кислоты - электролиты, образующие при диссоциации катионы только одного типа - H+ . Щелочи - электролиты, образующие при диссоциации анионы только одного типа - ОН- (гидроксид-ионы). Электролиты, которые при диссоциации могут образовывать и катионы H+ , и анионы ОН- , называются амфотерными. К амфотерным электролитам относятся: Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Al(OH)3 , Cr(OH)3 и некоторые другие. Кислотно-основное равновесие в растворе амфотерного электролита (например, Sn(OH)2 ) можно представить в следующем виде: Sn(OH)2 кр - 2H2 O ­¯ 2H+ + Sn(OH)4 ]2- Û H2 [Sn(OH)4 ] Û [Sn(OH)2 р-р] Û Sn2+ +2OH- по типу кислоты + 2H2 O по типу основания В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении концентрации ионов H+ (при добавлении кислоты) равновесие смещается вправо. В результате образуются соли, содержащие катион Sn2+ : Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2 O При увеличении концентрации ионов ОH- (при добавлении щелочи) равновесие смещается влево. В результате образуются соли, содержащие анионы [Sn(OH)4 ]2- Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Sn(OH)4 ] Реакции между растворами электролитов называются ионными реакциями. Химическое равновесие в ионных реакциях смещено в сторону образования наименее растворимых веществ, летучих соединений или наименее диссоциирующих веществ. Экспериментальная часть Опыт 1. Ионизирующее действие воды Описание опыта Диссоциация электролитов на ионы в растворе происходит под действием полярных молекул воды. Чтобы убедиться в этом, смешивают кристаллические Na2 CO3 и H2 C2 O4 (щавелевая кислота). В этих условиях свободных ионов нет и реакция не идет. При добавлении воды к полученной смеси электролиты диссоциируют и начинается ионная реакция. Порядок выполнения опыта 1. В сухой пробирке смешать небольшие количества кристаллических Na2 CO3 и H2 C2 O4 . Записать наблюдения. 2. К полученной смеси добавить воды. Записать наблюдения. Задание 1. Напишите уравнения реакций электролитической диссоциации Na2 CO3 и H2 C2 O4 и уравнение реакции между ними в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. Выпишите из справочника значения рКa H2 CO3 и H2 C2 O4 и определите, какая из этих кислот сильнее. Опыт 2. Получение и свойства амфотерных гидроксидов Описание опыта Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде. Они могут взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. В опыте необходимо получить осадки Zn(OH)2 и Al(OH)3 и исследовать их взаимодействие с кислотой и щелочью. Порядок выполнения опыта 1. В пробирку налить примерно 2 мл хлорида цинка и добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. 2. Осадок разделить на две пробирки. 3. В первую пробирку прилить раствор кислоты; а во вторую - раствор щелочи. 4. Аналогично провести опыт с солью алюминия. Задание 1. Напишите уравнения реакций образования Zn(OH)2 и Al(OH)3 и их взаимодействия с кислотами и щелочами в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. На основании справочных данных сделайте вывод, какое из этих соединений Zn(OH)2 и Al(OH)3 менее растворимо в воде. 3. Напишите схему равновесий в растворах Zn(OH)2 и Al(OH)3 . На основе принципа Ле Шателье покажите направление смещения равновесий при добавлении кислоты и щелочи. Опыт 3. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону образования осадков Порядок выполнения опыта 1. В отдельные пробирки взять по 1-2 мл растворов серной кислоты, сульфата натрия, сульфата марганца и сульфата алюминия. 2. В каждую пробирку добавить 2-3 капли раствора хлорида бария. Задание 1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. Выпишите из справочника значение Кs BaSO4 . 3. Сделайте вывод о механизме этих реакций и о направлении смещения равновесия в реакционных системах. Опыт 4. Ионные реакции: смещение равновесия в сторону образования газообразных веществ Порядок выполнения опыта 1. В отдельные пробирки взять по 2-3 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия. 2. В каждую пробирку добавить 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты. Задание 1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. Сделайте вывод об устойчивости угольной кислоты. 3. Сделайте вывод о механизме проведенных реакций и направлении смещения равновесия в исследованных реакционных системах. Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы электролита Описание опыта Проводится реакция металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрация кислот одинакова. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н+ в растворе, то есть от степени диссоциации a исследуемых кислот. Порядок выполнения опыта 1. В одну пробирку налить 2-3 мл 0,1 н раствора соляной кислоты, в другую - столько же 0,1 н раствора уксусной кислоты. 2. В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера. Задание 1. Напишите уравнения реакций Zn с HCl и CH3 COOH в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. Рассчитайте концентрацию ионов Н+ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1 н растворе CH3 COOH. 3. Оформите отчет о лабораторной работе №3. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4 ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (Ks ) ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН). ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Цель работы : экспериментальное изучение процессов, происходящих в растворах и характеризующих состояние компонентов горных пород при их растворении. Оборудование : кристаллические вещества: NaCl, Na2 SO4 , Na2 SO3 , Na3 PO4 , Al2 (SO4 )3 , Zn(NO3 )2 , (NH4 )2 CO3 . Растворы: K2 CrO4 , AgNO3 , KCl, Na2 S, CH3 COONa, фенолфталеин, SbCl3 , HCl (2н), Al2 (SO4 )3 , Na2 CO3 , NaOH (2н). Вода дистиллированная кипяченая, универсальный индикатор, стеклянные палочки, водяная баня, пробиркодержатель. Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 89-92. Теоретическая часть Произведение растворимости . В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (Ks ). Для системы Аa Вb = аАb+ + bBa- твердое в-во раствор Ks (Аa Вb ) = [Аb+ ]a × [Ba - ]b Например, в насыщенном растворе BaSO4 (минерал "тяжелый шпат") устанавливается равновесие BaSO4 (тв) = Ba2+ (р-р) + SO4 2- (р-р) Ks (BaSO4 ) 25o C = [Ba2+ ] × [SO4 2- ] = 1,1×10-10 (см. табл.) Зная значение Ks , можно рассчитать растворимость вещества (s, моль/л). Пример 1. Определить растворимость BaSO4 при 250 С: BaSO4 = Ba2+ + SO4 2- s s s Ks (BaSO4 ) = [Ba2+ ]×[SO4 2- ] = s×s = s2 моль/л Пример 2. Определить растворимость Cu2 S (минерал куприт): Cu2 S = 2Cu+ + S2- s 2s s Ks (Сu2 S) = 2,5×10-48 Ks (Сu2 S) = [Cu+ ]2 ×[S2- ] = (2s)2 × s = 4s3 моль/л Условие образования осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе больше, чем Ks . Условие растворения осадков - произведение концентраций ионов электролита в растворе меньше, чем Ks . В насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита в растворе равно Ks . Для растворения осадка надо уменьшить концентрацию одного из ионов в растворе ("связать ион"). Этого можно достигнуть различными способами. а) Связывание иона в слабый растворимый электролит: Mg(OH)2 (тв) + 2NH4+ (р-р) = Mg2+ (р-р) + 2NH4 OH Fe(OH)3 (тв ) + 3H+ (р-р) = Fe3+ (р-р) + 3H2 O б) Связывание иона в газообразное вещество: CaCO3 (тв) + 2H+ (р-р) = Ca2+ (р-р) + CO2 ­ + H2 O FeS (тв) + 2H+ (р-р) = Fe2+ (р-р) + H2 S­ в) Связывание иона в комплексное соединение с большой константой устойчивости: AgCl (тв) + 2NH3 = [Ag(NH3 )2 ]+ (р-р) + Cl- (р-р) г) Связывание иона в менее растворимое соединение: 2AgCl (тв) + S2- (р-р) = Ag2 S (тв) + 2Cl- (р-р) Ks (AgCl) = 1,8×10-10 Ks (Ag2 S) = 6,0×10-50 Водородный показатель. Вода - слабый электролит. HOH = H+ + OH- - Q (Ионы H+ и OH- в растворе существуют в гидратированной форме: (H3 О+ )×nH2 O и (OH- )×nH2 O) Кд = [H+ ]×[OH-]/[HOH] Так как [HOH] » const, то Кw = Кд ×[HOH] = [H+ ]×[OH- ] = 10-14 (при 20 0 С) Кw называется ионным произведением воды . В воде [H+ ] = [OH- ]. Следовательно, из последнего уравнения получаем: (моль/л) Концентрацию ионов водорода в воде или растворах удобно выражать с помощью водородного показателя рН. рН = - lg[H+ ] Для воды рН = - lg[H+ ] = - lg10-7 = 7. Используется также гидроксильный показатель рОН рОН = - lg[ОH- ] Из представленных уравнений видно, что рН + рОН = 14 Растворы, рН которых равен 7, называются нейтральными , рН которых меньше 7 - кислыми , рН которых больше 7 - щелочными . Таблица Характерис- Тика Среда Кислая Нейтральная Щелочная [H+ ] пример пример PH >10-7 10-2 10-7 <10-7 10-8 [OH- ] <7 2 7 >7 8 POH <10-7 10-9 10-7 >10-7 10-3 Kw >7 9 7 <7 3 pH + pOH При нагревании диссоциация молекул воды в соответствии с принципом Ле Шателье увеличивается. Гидролиз солей - процесс взаимодействия ионов соли с полярными молекулами воды, в результате которого образуется слабый электролит. Различают 4 случая гидролиза солей. а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой . NaNO3 + HOH = NaOH + HNO3 Na+ + NO3 - + HOH = Na+ + OH- + H+ + NO3 - HOH = H+ + OH- Гидролиз не идет, рН = 7. б) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой . 1. СH3 СOONa + HOH = СH3 СOOН + NaOH Na+ + СH3 СOO- + HOH = СH3 СOOН + Na+ + OH- СH3 СOO- + HOH = СH3 СOOН + OH- 2. Na3 PO4 + HOH = Na2 HPO4 + NaOH 3Na+ + PO4 3- + HOH = 3Na+ + HPO4 2- + OH- PO4 3- + HOH = HPO4 2- + OH- рН раствора >7, то есть образуется щелочная среда. Гидролиз идет частично по I ступени. в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. 1. NH4 Cl + HOH = NH4 OH + HCl NH4 + + Cl- + HOH = NH4 OH + H+ + Cl- NH4 + + HOH = NH4 OH + H+ 2. CuCl2 + HOH = CuOHCl + HCl Cu2+ + 2Cl- + HOH = CuOH+ + 2Cl- + H+ Cu2+ + HOH = CuOH+ + H+ рН раствора <7, то есть образуется кислая среда. Гидролиз идет частично по I ступени. г) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Например, Al2 S3 . Эта соль в водном растворе не существует, гидролиз идет полностью и до конца. В таблице растворимости для таких соединений стоит черта. Al2 S3 + 6HOH ® 2Al(OH)3 + 3H2 S Если в таблице растворимости для солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, стоит "Р", это означает, что они существуют, но сильно гидролизуются. (NH4 )2 CO3 + HOH = NH4 HCO3 + NH4 OH рН раствора определяется исходя из значений констант диссоциаций слабых кислоты и основания Процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h ) и константой гидролиза (Кг ). h = (число гидролизованных молекул соли)/(общее число молекул соли в растворе) Кг = Кw /Кдис . слабого электролита В случае ступенчатого гидролиза процесс идет в основном только по первой ступени. Например, Na2 CO3 - соль сильного основания и слабой кислоты. 1 ступень: Na2 CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO3 2- + HOH = Na+ + HCO3 - + Na+ + OH- CO3 2- + HOH = HCO3 - + OH- рН > 7, Кг 1 = К w /К HCO3 - = 10-14 /10-12 =10-2 2 ступень: NaHCO3 + HOH = H2 CO3 + NaOH Na+ + HCO3 - + HOH = H2 CO3 + Na+ + OH- HCO3 - + HOH = H2 CO3 + OH- рН > 7, Кг 2 = К w /К H2CO3 = 10-14 /10-5 =10-9 Сравнивая К1 и К2 , видим, что вторая ступень гидролиза идет в очень малой степени. В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз солей можно усилить нагреванием и разбавлением раствора. Экспериментальная часть Опыт 1. Растворение осадка в результате связывания одного из ионов в менее растворимое соединение Описание опыта Последовательно проводят три реакции. В первой взаимодействием K2 CrO4 и AgNO3 получают кирпично-красный осадок Ag2 CrO4 . При добавлении к реакционной системе избытка KCl осадок Ag2 CrO4 растворяется и образуется белый осадок AgCl и, наконец, при добавлении к системе раствора Nа2 S белый осадок AgCl растворяется и образуется черный осадок Ag2 S. Порядок выполнения опыта 1. В пробирку налить 1 мл раствора K2 CrO4 и по каплям добавить раствор AgNO3 . 2. К раствору с осадком прилить избыток раствора KCl. 3. В ту же пробирку прилить несколько капель раствора Nа2 S. Задание 1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций. 2. Выпишите из справочника значения Ks Ag2 CrO4 , AgCl, Ag2 S и рассчитайте растворимость (s, моль/л) этих солей. Сравните растворимость солей. 3. Рассчитайте концентрацию [Ag+ ] в насыщенных растворах Ag2 CrO4 , AgCl и Ag2 S. 4. Объясните, почему происходит растворение Ag2 CrO4 при добавлении избытка раствора KCl. Напишите схему равновесий в растворе и укажите направление смещения равновесия. 5. Рассчитайте минимальную концентрацию ионов [Ag+ ] в растворе, необходимую для образования осадка при добавлении 2н растворов K2 CrO4 , KCl и Nа2 S. Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей Описание опыта В отдельных пробирках растворяют кристаллы различных солей. В результате гидролиза меняется рН растворов. С помощью универсального индикатора проводят измерение рН растворов. Порядок выполнения 1. В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл кипяченой дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: хлорида натрия, сульфата натрия, сульфита натрия, фосфата натрия, сульфата алюминия, нитрата цинка и карбоната аммония. 2. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. 3. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора. Задание 1. Запишите результаты опыта в таблицу. № Формула растворенной соли рН раствора Реакция среды (кислая или щелочная) 1 H2 O … 2. Напишите уравнения гидролиза исследованных солей в молекулярной и ионной формах. Объясните наблюдаемое значение рН растворов. 3. Почему для приготовления растворов надо использовать прокипяченную дистиллированную воду? 4. Вычислите Кг исследованных солей. Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз Описание опыта В соответствии с принципом Ле Шателье изменение температуры раствора соли может увеличивать или уменьшать степень гидролиза. Готовят раствор соли и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин) для определения рН раствора. По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН- и, следовательно, об изменении степени гидролиза. Порядок выполнения 1. Налить в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Заметить интенсивность окраски раствора. 2. Нагреть раствор на водяной бане до кипения. Отметить интенсивность окраски раствора. 3. Охладить раствор в холодной воде. Отметить окраску раствора. Задание 1. Напишите уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. 2. Запишите наблюдения и объясните изменение окраски раствора при нагревании и охлаждении. 3. Вычислите Кг ацетата натрия. Опыт 4. Гидролиз хлорида сурьмы Описание опыта Степень гидролиза солей зависит от их природы. В случае гидролиза SbCl3 идут следующие процессы: 1) SbCl3 + HOH = Sb(OH)Cl2 + HCl Sb3+ + HOH = Sb(OH)2+ + H+ 2) Sb(OH)Cl2 + HOH = Sb(OH)2 Cl + HCl ¯ ¯ SbOCl¯ HOH Sb(OH)2+ + Cl- = SbOCl¯ + H+ В результате гидролиза по второй ступени образуется Sb(OH)2 Cl - неустойчивое вещество, которое разлагается с образованием осадка оксохлорида сурьмы SbOCl. Это приводит к смещению равновесия гидролиза вправо. Поэтому растворы SbCl3 можно готовить только в сильнокислой среде. Порядок выполнения 1. Налить в пробирку примерно 1 мл SbCl3 . 2. Добавить к раствору SbCl3 примерно 5 мл воды. 3. Добавить в реакционную смесь раствор соляной кислоты. Задание 1. Напишите уравнения гидролиза SbCl3 . Запишите признаки реакций. 2. Объясните причины образования и растворения осадка SbOCl. Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза соли слабого основания солью слабой кислоты Описание опыта Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания в растворе образуются свободные ионы Н+ (рН < 7), а в результате гидролиза соли слабой кислоты - ионы ОН- (рН > 7). Но ионы Н+ и ОН- связывают друг друга в слабый электролит Н2 О. Поэтому степень гидролиза солей увеличивается, то есть гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой и наоборот. В результате гидролиз таких солей доходит до конца. Так если смешать растворы Al2 (SO4 )3 и Na2 CO3 , то в результате образуется осадок Al(ОН)3 и выделится СО2 , но не образуется Al2 (CO3 )3 . В растворе Al2 (SO4 )3 Аl2 (SO4 )3 + 2НОН = 2AlОНSO4 + Н2 SO4 Al3+ + НОН = AlОН2+ + Н+ В растворе Na2 CO3 Na2 CO3 + НОН = NaНCO3 +NaОН CO3 2- + НОН = НCO3 - + OН- В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз обеих солей: AlОН2+ + НОН = Al(ОН)2 + + Н+ Al(ОН)2 + + НОН = Al(ОН)3 ¯ + Н+ НCO3 - + НОН = Н2 CO3 + ОН- ¯ ¯ СО2 ­ Н2 О В результате всех этих процессов: Al2 (SO4 )3 + 3Na2 CO3 + 3Н2 О = 2Al(ОН)3 ¯ + 3СО2 ­+ 3Na2 SO4 Порядок выполнения. 1. Смешать в пробирке по 5-6 капель сульфата алюминия и карбоната натрия. Задание 1. Напишите уравнения и признаки реакций при смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия. 2. Напишите уравнения реакций, которые доказывают, что образовался осадок гидроксида алюминия, а не карбоната алюминия. 3. Докажите, что образовавшийся осадок Al(ОН)3 . 4. Рассчитайте, при каком рН начинается образование осадка Al(ОН)3 , если концентрация [Al3+ ] в растворе равна 0,1 моль/л. 5. Оформите отчет о лабораторной работе №4. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Цель работы: ознакомление со способами получения и наиболее характерными свойствами комплексных соединений. Оборудование: Растворы: AgCl, CuSO4 , NiCl2 , Zn(NO3 )2 , NH4 OH, CdCl2 , HgCl2 , Na2 SO4 , NaOH, AlCl3 , SnCl2 , PbCl2 , CrCl3 , H2 C2 O4 , FeCl2 , FeCl3 , KCSN, K4 [Fe(CN)6 ], K3 [Fe(CN)6 ], NH4 Fe(SO4 )2 , Na3 [Co(NO2 )6 ]. Литература: Р.Л.Глинка. Общая химия. §§203-208. . Теоретическая часть Комплексными (координационными) соединениями называются сложные соединения, образование которых из более простых частиц, молекул, ионов не связано с возникновением новых электронных пар. Примеры комплексных соединений: К3 [Co(СN)6 ] – комплексное соединение анионного типа; [Ag(NH3 )2 ]NO3 – комплексное соединение катионного типа; [Pt(NH3 )2 Cl2 ] – электронейтральное комплексное соединение. Комплексные соединения состоят из центрального атома (или иона) (в приведенных примерах – ионы Co3+ , Ag+ , Pt2+ ) и связанных с ним молекул или ионов (NH3 , CN- , Cl- ) – лигандов . Центральный атом комплексообразователь – акцептор, а лиганды - доноры электронов. При образовании комплекса между ними возникает донорно-акцепторная (координационная) связь. Число атомов лигандов, координированных центральным атомом, называется координационным числом (к.ч.) . В соединении [Ag(NH3 )2 ]NO3 координационное число Ag+ равно 2. Лиганды, связанные с центральным атомом, образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения (например, в комплексе [Ag(NH3 )2 ]NO3 внутренней сферой является [Ag(NH3 )2 ]+ ). В растворе комплекс сохраняет индивидуальность, хотя имеет место и диссоциация: [Ag(NH3 )2 ]+ D [Ag(NH3 )]+ + NH3 [Ag(NH3 )]+ D Ag+ + NH3 Каждому из рассмотренных процессов соответствует константа нестойкости: К1 нестойкости = ; К2 нестойкости = К1-2 нестойкости = К1 нестойкости × К2 нестойкости К1-2 нестойкости = Константа суммарного процесса – общая константа нестойкости комплексного иона – равна произведению последовательных констант всех его ступеней. Чем меньше величина константы нестойкости, тем прочнее данный комплекс. Величина обратная константе нестойкости, называется константой устойчивости. Кустойчивости = 1/Кнестойкости Анионы и катионы (противоионы), входящие вместе с комплексом в состав координационного соединения образуют внешнюю сферу. Катионные и анионные комплексные соединения обычно являются сильными электролитами и в водных растворах диссоциируют по типу сильного электролита, на ионы внутренней и внешней сфер. Электронейтральные комплексы не являются электролитами и в водных растворах не диссоциируют. Заряды внутренней и внешней сфер равны между собой по величине и противоположны по знакам. Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Пример: К3 [Co3+ (СN- )6 ] D 3K+ + [Co(СN)6 ]3- [Ag+ (NH3 0 )2 ]NO3 D [Ag(NH3 )2 ]+ + NO3 - В зависимости от числа донорных атомов лиганда, способных к координации, различают моно-, би- и …полидентатные лиганды. Например, оксалат-ион С2 О4 2- является бидентатным лигандом. Лиганды, координирующиеся через два и более донорных атомов к одному центральному атому, называется хелатным. Примером хелатного лиганда является двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) – трилон Б. Экспериментальная часть Опыт 1. Образование аммиакатов Описание опыта Опыт проводится на примере образования аммиакатов – комплексов, в которых лигандами являются молекулы аммиака (NH3 ). Комплексные соединения (аммиакаты) получают реакцией соли металла – комплексообразователя с раствором аммиака, взятым в избытке. AgNO3 + 2NH4 OН = [Ag+ (NH3 0 )2 ]NO3 + 2Н2 О CuSO4 + 6NH4 OН = [Cu(NH3 0 )6 ]SO4 + 6Н2 О NiSO4 + 6NH4 OН = [Ni(NH3 )6 ]SO4 + 6Н2 О Zn(NO3 )2 + 4NH4 OН = [Zn(NH3 )4 ](NO3 )2 + 4Н2 О Порядок выполнения опыта 1. Возьмите четыре пробирки и поместите в каждую из них 4-5 капель растворов солей: в первую - AgNO3 , во вторую - CuSO4 , в третью - NiSO4 , в четвертую - Zn(NO3 )2 . В каждую из пробирок добавьте NH4 OН до образования осадка. В каждую из пробирок добавьте избыток NH4 OН до растворения осадка. 2. Растворы в первых двух пробирках оставьте для проведения опыта 2. Задание 1. Отметьте цвет осадков. Запишите уравнения реакций получения осадков. 2. Отметьте цвет полученных комплексных соединений. Запишите уравнения реакций получения комплексных соединений. 3. Укажите для полученных комплексных соединений: металл-комплексообразователь, лиганд, координационное число и величину Кнест