Министерство образования и науки Республики Казахстан ВОСТОЧНО- КАЗАХСТАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

Министерство образования и науки Республики Казахстан
ВОСТОЧНО- КАЗАХСТАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Д.Серикбаева
Кафедра «Химия, цветная и порошковая металлургия»
О.А.Хан, Р.М.Забабурина, О.А.Утешева, Т.А.Винокурова
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Часть 1
Методические указания к лабораторным работам для студентов I курса
дневной и заочной форм обучения всех специальностей
Усть-Каменогорск
2002
УДК
О.А.Хан, Р.М.Забабурина, О.А.Утешева, Т.А.Винокурова.
Общая и неорганическая химия. Часть 1. Методические указания к
лабораторным работам для студентов I курса дневной и заочной форм
обучения для всех специальностей
- Усть-Каменогорск, 2002.-
с.
Методические указания включают описание лабораторных работ. В
каждой из них дано теоретическое введение, описаны методика и техника
выполнения опытов, даны контрольные вопросы и задачи.
Методические указания рекомендованы студентам I курса дневной и
заочной форм обучения для всех специальностей.
СОДЕРЖАНИЕ
Введение
1
Общие правила выполнения лабораторных работ
2
Правила техники безопасности
3
Первая помощь при несчастных случаях
4
Классы неорганических соединений. Лабораторная работа № 1.
5
Определение молекулярной массы диоксида углерода. Лабораторная
работа № 2.
6
Эквивалент и молярная масса эквивалентов. Лабораторная работа №
3.
7
Электронная структура атомов и одноатомных ионов. Лабораторная
работа № 4.
8
Тепловые эффекты химических реакций. Лабораторная работы № 5.
9
Кинетика химических реакций. Лабораторная работа №6 .
10 Химическое равновесие. Лабораторная работа № 7.
11 Приготовление растворов заданной концентрации. Лабораторная
работа № 8.
12 Свойства водных растворов электролитов. Лабораторная работа № 9.
13 Реакции в растворах электролитов. Лабораторная работа № 10.
14 Гидролиз солей. Лабораторная работа № 11.
15 Комплексные соединения. Лабораторная работа № 12.
16
Коллоидные растворы. Лабораторные работа № 13.
17 Окислительно-восстановительные реакции. Лабораторная работа
№14.
18 Гальванические элементы. Лабораторная работа №15.
19 Электролиз. Лабораторная работа № 16.
ВВЕДЕНИЕ
Методические указания представляют собой руководство к
лабораторным занятиям по общей и неорганической химии и предназначены
для студентов всех специальностей.
В методические указания включены лабораторные работы, которые
охватывают важнейшие разделы курса общей и неорганической химии:
классы неорганических соединений, строение вещества, химическую
кинетику и равновесие, энергетику химических реакций, растворы,
окислительно-восстановительные реакции (ОВР), электрохимические
процессы.
В методических указаниях подробно описаны методика и техника
выполнения опытов и требования к оформлению полученных результатов.
Перед описанием экспериментальной части в каждой работе дано
теоретическое введение. В руководство включены общие правила работы в
лабораториях и правила техники безопасности.
1 ОБШИЕ ПРАВИЛА ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей
курса химии. Для их выполнения студенту необходимо познакомиться с
лабораторным оборудованием и техникой проведения основных
лабораторных операций.
Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы,
ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать
правила внутреннего распорядка и техники безопасности.
Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить
соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание
лабораторной работы.
При оформлении отчета по проделанной работе в лабораторном
журнале записывают дату, номер, название работы и опыта; краткое
описание опыта и результаты, полученные при его выполнении.
При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие
правила:
- Опыты проводить в чистой посуде.
- Нельзя выливать или высыпать избыток реактива пробирки обратно в
склянку.
- Сухие соли набирают шпателем или ложечкой.
- Нельзя переставлять пробки от разных склянок
- После опытов остатки металлов собирают в отдельную склянку.
Дорогостоящие реактивы (например остатки солей серебра)
собирают в специально отведенную посуду.
2 ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
- Не трогайте и не выключайте без разрешения преподавателя
рубильники и электроприборы.
- Не загромождайте свое рабочее место лишними предметами.
- Нельзя брать вещество руками и пробовать их на вкус. При
определении вещества по запаху пробирку (склянку) следует держать на
расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия пробирки.
- Опыты с ядовитыми веществами, с концентрированными кислотами и
щелочами надо проводить в вытяжном шкафу.
- При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда
во избежание попадания брызг на лицо и одежду.
- Нельзя наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может
выбросить; при нагревании пробирку держать отверстием в сторону от себя.
- Разбавляя концентрированные кислоты особенно серную, вливать
кислоту в воду.
- С легковоспламеняющимися жидкостями нельзя работать вблизи
нагревательных приборов.
- Спиртовку зажигать только спичкой, тушить только колпачком;
зажженную спиртовку не передвигать и не переносить.
- При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание,
необходимо иметь под руками песок, войлок и т.п.
-В случае воспламенения горючих веществ отключите электроприборы,
погасите спиртовку, горящие жидкости прикройте войлоком, если нужно,
засыпьте песком, но не заливайте водой.
3 ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ
В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской
помощи, - порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, паром,
кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо немедленно
обратиться к врачу.
Основные правила первой медицинской помощи сводятся к
следующему:
- При ранении стеклом удалите осколки стекла из раны, смажьте края
раны раствором йода и перевяжите бинтом.
- При ожоге лица и рук реактивом смойте реактив большим
количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в случае
ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога кислотой), а затем
опять водой.
- При термическом ожоге нужно обработать обожженное место
свежеприготовленным раствором KMnO4, смазать мазью от ожога или
вазелином.
- При химических ожогах глаз нужно обильно промыть глаза водой и
обратиться к врачу.
4 КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Лабораторная работа № 1
4.1 Цель лабораторной работы
Исследование свойств соединений меди, цинка, кобальта, кальция.
4.2 Теоретическая часть
Неорганические соединения обычно подразделяются на пять основных
классов: оксиды кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли.
Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов,
одним из которых является кислород.
Все оксиды можно разделить на солеобразующие Na2O, SO3, ZnO и
безразличные CO, N2O, NО. Солеобразующие оксиды делятся на три группы:
основные, кислотные, амфотерные.
Основными называют такие оксиды, гидратные соединения которых
являются основаниями. Основные оксиды образуются только металлами.
Например: K2O, MgO, CuO – основные оксиды, так как соответствующие им
гидратные соединения: KOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2 – являются основаниями.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно
соединяются с водой, образуя растворимые в воде основания – щелочи,
например:
K2O + H2O = 2KOH
(4.1)
Большинство же основных оксидов с водой не взаимодействуют, а
соответствующие им основания получаются из солей. Например:
CuSO4 + 2NaOH =  Cu(OH)2 + Na2SO4 (4.2)
Все основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием
солей, например:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
(4.3)
Кислотными оксидами (или ангидридами), называют такие оксиды,
гидратные соединения которых являются кислотами. Например: N2O5, SO2,
SO3 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты HNO3, H2SO3,
H2SO4.
Большинство кислотных оксидов непосредственно соединяется с
водой, образуя кислоты, например:
SO2 + H2O = H2SO3
(4.4)
Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами
в высшей степени окисления, например: Mn2O7 отвечает марганцевая кислота
HMnO4.
Главным отличительным признаком кислотных оксидов является их
способность взаимодействовать со щелочами с образованием солей,
например:
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
(4.5)
Амфотерными называют такие оксиды, которые в зависимости от
условий проявляют и основные, и кислотные свойства, т.е. обладают
двойственными свойствами, например: ZnO, Al2O3, Cr2O3.
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
(4.6)
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]
(4.7)
Кислотами называют электролиты, при диссоциации которых в
качестве катионов образуются только ионы водорода. Диссоциацию кислот
можно написать так:
HCl  H+ + Cl(4.8)
Все кислоты делятся на одно- и многоосновные. Основность
определяется числом ионов водорода, которые замещаются в реакции на
основной остаток. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато
H2SO3  H+ + HSO3(4.9)
+
2HSO3  H + SO3
(4.10)
По составу различают кислородные (HNO3, H2SO4, H2CO3) и
бескислородные (HCl, HBr, H2S) кислоты.
Кислоты получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой:
N2O5 + H2O = 2HNO3
(4.11)
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 +Na2SO4 (4.12)
Бескислородные кислоты получают путем синтеза водорода с
неметаллом.
Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в
качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Диссоциацию оснований следует писать так:
KOH  K+ + OH(4.13)
Все основания делятся на одно - и многокислотные. Кислотность
оснований определяется числом гидроксид-ионов, которые замещаются в
реакции на кислотный остаток. Многокислотные основания диссоциируют
ступенчато, например:
Ba(OH)2  BaOH+ + OH(4.14)
+
2+
BaOH  Ba + OH
(4.15)
По растворимости все основания делятся на две группы: растворимые
(щелочи) и нерастворимые в воде основания.
Растворимые в воде основания получаются при взаимодействии
металлов или их оксидов с водой:
2Na + H2O = 2NaOH = H2
(4.16)
K2O + H2O = 2KOH
(4.17)
Нерастворимые в воде основания получаются реакцией обмена:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
(4.18)
Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при
диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+ и гидроксидионы ОН- . К ним относятся, например: Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2,
Sn(OH)2, Pb(OH)2 и другие.
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со
щелочами. Например:
Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
(4.19)
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
(4.20)
Солями
называются электролиты, при диссоциации которых
образуются ионы кислотных и основных остатков. Уравнения диссоциации
солей следует изображать так:
K3PO4  3K+ + PO43(4.21)
В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние,
кислые, основные, двойные, комплексные.
Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в
кислоте на металл и гидроксид – ионов в основании на кислотный остаток.
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
(4.22)
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
(4.23)
Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в
кислоте на металл. Они получаются при недостатке основания:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
(4.24)
Диссоциацию их можно выразить уравнениями:
NaHSO4  Na+ + HSO4(4.25)
+
2HSO4  H + SO4
(4.26)
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксид-ионов
основания на кислотные остатки. Они получаются при недостатке кислоты.
Mg(OH)2 +HCl = Mg(OH)Cl + H2O
(4.27)
Диссоциацию основных солей можно выразить уравнениями:
Mg(OH)Cl  MgOH+ + Cl(4.28)
+
2+
MgOH  Mg + OH
(4.29)
4.3 Экспериментальная часть
4.3.1 Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)
Из имеющихся реактивов получите реакцией обмена гидроксид меди
(II). Разделите осадок на три части (в три пробирки).
Подействуйте на него: а) кислотой, б) щелочью. Третью пробирку
нагрейте на спиртовке. Что наблюдается? Составьте уравнения реакций.
Сделайте вывод о характере гидроксида. Для опытов берите 1,5-2 мл
раствора.
4.3.2 Опыт 2. Получение и свойства гидроксида цинка.
Получите реакцией обмена гидроксид цинка. Как можно доказать его
амфотерный характер? Проделайте соответствующие реакции, напишите
уравнения реакций.
4.3.3 Опыт 3. Получение основной соли.
Из имеющихся реактивов получите основную соль – хлорид
гидроксококобальта (II) (осадок синего цвета). При каком соотношении
реагентов получается основная соль? Составьте уравнения реакций.
Полученный осадок разделите на две пробирки. В одну из пробирок
прибавьте избыток щелочи и слегка подогрейте. В другую – раствор соляной
кислоты, следите за изменением осадка. Составьте уравнения реакций.
4.3.4 Опыт 4. Получение средней и кислой соли взаимодействием
основания с кислотным оксидом и кислотой.
А) Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного свежеприготовленного
раствора гидроксида кальция (известковой воды), пропустите в раствор
диоксид углерода из аппарата Киппа. Вначале образуется нерастворимая в
воде средняя соль – карбонат кальция; при дальнейшем насыщении раствора
диоксидом углерода осадок растворяется, т.к. образуется гидрокарбонат
кальция. Пробирку с этим раствором нагрейте до кипения, наблюдайте
образование осадка. Составьте уравнения реакций.
Б) Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида
кальция. Затем прибавьте при помощи пипетки по каплям 0,5 н раствор
ортофосфорной кислоты. Наблюдайте появление вначале осадка средней
соли фосфата кальция, а затем растворение осадка в избытке кислоты с
образованием дигидрофосфата кальция. Составьте уравнения реакций.
4.3.5 Опыт 5. Получение двойной соли.
В пробирку налейте по 2 мл насыщенных растворов сульфата аммония
и железа(II). Выпадающая в осадок двойная соль имеет состав
(NH4)2Fe(SO4)2. Если осадок сразу не появляется, нужно потереть стеклянной
палочкой стенку пробирки. Составьте уравнение реакции.
4.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Какие классы неорганических соединений известны?
2 Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных,
кислотных, амфотерных оксидов.
3 Сгруппируйте указанные оксиды по их характеру (основные, кислотные,
амфотерные): ZnO, N2O3, CO2, K2O, Al2O3, SO3, CaO, FeO.
4 Напишите уравнения реакций получения оксидов нагреванием следующих
веществ: Fe(OH)2, Fe(OH)3, H2WO4, Cu(OH)2.
5 Какие вещества называются основаниями? Как они классифицируются по
растворимости? Приведите примеры.
6 Выпишите основные остатки, которые могут быть получены из
перечисленных ниже гидроксидов: Mg(OH)2, Cr(OH)3, NaOH, Ba(OH)2,
Fe(OH)3.
7 Какие вещества называются кислотами? Чем определяется основность
кислот?
8 Приведите примеры двух -, трехосновных кислот.
9 Найдите формулы ангидридов указанных ниже кислот: H2SO4, H2SO3,
H3PO4, H2SiO3, HMnO4.
10 Какие вещества называют солями? На какие группы делятся соли?
Приведите примеры.
11 Как диссоциируют средние, основные, кислые соли? Приведите примеры
на каждый тип солей.
12 С какими из перечисленных будет взаимодействовать соляная кислота:
N2O3, Cr(OH)3, MgO, AgNO3, H2SO4?
13 Какие из указанных ниже веществ будут реагировать с гидроксидом
натрия: HNO3, BaO, SO3, FeCl3, Zn(OH)2, P2O5?
14 Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
указанные ниже превращения:
MgO  MgCl2  Mg(NO3)2 MgSO4
Fe(OH)3  FeCl3  Fe(NO3)3  Fe(OH)3
5 ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ДИОКСИДА УГЛЕРОДА
Лабораторная работа № 2
5.1 Цель лабораторной работы.
Определение молярной массы диоксида углерода по плотности газа и
на основе уравнения Клайперона –Менделеева.
5.2 Теоретическая часть
Молярная масса - это масса одного моля вещества. Моль – количество
вещества, которое содержит столько определенных структурных единиц
(молекул, атомов, ионов и т.д.), сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг)
углерода – 12.
Определение молярной масс газа может быть выполнено несколькими
способами.
5.2.1 Определение молярной массы по плотности газа.
Плотностью одного газа по другому называется отношение масс
равных объемов двух газов, измеренных при одинаковых условиях, т.е.
d=
m1
,
m2
(5.1)
где d – плотность одного газа по другому;
m1 и m2 – массы равных объемов двух газов.
Поскольку в соответствии с законом Авогадро в равных объемах различных
газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, то
m1 M 1
=
,
m2 M 2
(5.2)
где М1 и М2 – молярные массы двух газов.
Сравнивая соотношения (5.1) и (5.2), получим:
d=
M1
M2
(5.3)
Это соотношение используется для определения молярной масс газа, если
известна плотность данного газа по другому (если есть возможность ее
определить) и молярная масса другого газа.
Чаще всего пользуются плотностью по водороду ( d H 2 ) или по воздуху
(dвозд.):
d H2 = M ,
(5.4)
d возд.
M (H 2 )
М
=
,
М (возд.)
где М – молярная масса исследуемого газа,
(5.5)
М(Н2) – молярная масса водорода, равная 2 г/моль,
М(возд.) – молярная масс воздуха, равная 29 г/моль.
5.2.2 Определение молярной массы газа по молярному объему.
При нормальных условиях (Т=273 К, Р= 101,3 кПа) один моль любого
газа занимает объем, равный 22,4 л. Поэтому, замерив массу определенного
исследуемого газа при н.у. и пересчитав на 22,4 л, получим тем самым
значение его молярной массы.
Пример. Вычислить молярную массу газа, если при н.у. 0,312 г его занимают
объем 0,25 л.
Решение: 0,312 г газа -------------- 0,25 л
Х
-------------- 22,4 л.
Х = 28,0 г.
Ответ. Молярная масса газа равна 28,0 г/моль
5.2.3 Определение молярной массы по уравнению КлайперонаМенделеева.
PV =
m
mRT
RT , или M =
,
M
PV
где Р – давление газа, кПа;
V – объем газа, л;
T – температура, К;
M – молярная масса, г/моль;
m – масса газа, г;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314
(5.6)
л  кПа
.
моль  К
5.3 Экспериментальная часть
5.3.1 Опыт 1.Определение молярной массы диоксида углерода
Диоксид углерода порлучается в аппарате Киппа при взаимодействии
мрамора (карбонат кальция) и соляной кислоты. Написать уравнение
реакции.
Чистую и сухую колбу емкостью 300-350 мл закрыть резиновой
пробкой. Карандашом по стеклу отметить уровень, до которого доходит
пробка в горло колбы. Колбу с пробкой взвесить на технохимических весах с
точностью до 0,01 г. Записать массу колбы с воздухом (m1).
Наполнить колбу диоксидом углерода, для чего опустить в колбу до
дна газоотводную трубку от аппарата Киппа и пропускать газ в течение 3-4
минут, затем, не закрывая крана, осторожно вынуть стеклянную трубку,
закрыть колбу пробкой (она должна входить до метки). После этого закрыть
кран аппарата Киппа (или зажим на газоотводной трубке).
Взвесить колбу с диоксидом углерода с точностью до 0,01 г, записать
массу m2.
Вторично пропустить газ из аппарата Киппа в течение 2-3 минут и
снова взвесить колбу. Если разница в массе при двух последних
взвешиваниях не превышает 0,01 г, колба считается заполненной.
Записать температуру и атмосферное давление по барометру-анероиду
(t и Р).
Измерить объем колбы, наполнив ее водой до метки. Воду из колбы
вылить в мерный цилиндр, объем воды равен объему диоксида углерода.
Записать эту величину (V).
Вычисления
А) Масса диоксида углерода в колбе ( mCO2 ) равна:
m CO = m2 – (m1 – mв) = m2 – m1 + mв,
где mв – масса воздуха, которым была заполнена колба.
Величины m1 и m2 определены экспериментально. Массу воздуха (mв) нужно
подсчитать по уравнению Клайперона-Менделеева:
2
P  V  29
P V  M возд.
=
,
R (273  t )
RT
mв =
где 29 - средняя молекулярная масса воздуха.
Вычислить массу диоксида углерода ( m CO 2 ).
В)
Вычислить мольную массу диоксида углерода по уравнению
Клайперона-Менделеева:
M CO2 =
R  T  mCO2
P V
С) Подсчитать относительную ошибку опыта:
П=
теор.
практ.
М СО
 М СО
2
2
теор.
М СО
2
100%
5.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что называется относительной молекулярной массой вещества? В каких
единицах она измеряется?
2 Что такое моль?
3 Что называется молярной массой вещества? В каких единицах она
измеряется?
4 Что называется относительной плотностью одного газа по другому?
5 Методы определения молярной массы газов и паров.
6 Плотность газа по кислороду равна 2. Вычислить молярную массу этого
газа.
7 Масса 0,5 л газа при н.у. равна 1,58 г. Вычислить плотность этого газа по
водороду.
8 Какой объем при н.у. займут: а) 17 г аммиака; б) 17 г сероводорода.
9 2 г диоксида серы при 230С занимают объем 500 мл. Под каким давлением
находится газ?
6 ЭКВИВАЛЕНТ И МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТОВ
Лабораторная работа № 3
6.1 Цель работы
Ознакомление с понятием эквивалента, определение молярной массы
эквивалентов.
6.2 Теоретическая часть
Закон постоянства состава гласит, что каждое химическое соединение
имеет постоянный состав независимо от способа его получения. Отсюда
следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных
количественных соотношениях. Поэтому в химии были введены понятия
«эквивалент» и «молярная масса эквивалентов» (эквивалентная масса)
Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое
соединяется с одним молем атомов водорода или же замещает это же
количество атомов водорода в химических уравнениях реакциях.
В химии единицей количества вещества является моль, а поэтому и
эквивалент выражается в молях. Например, эквивалент хлора в соединениях
HCl равен 1 моль, эквивалент серы в H2S равен ½ моль, эквивалент фосфора
в РН3 равен 1/3 моль.
Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой
эквивалентов вещества Мэ, г/моль.
Так, в приведенных выше соединениях молярные массы эквивалентов
хлора, серы, фосфора соответственно равны: Мэ(Cl) = 35,45 г/моль; Мэ(S) = ½
*32 =16 г/моль; Мэ(Р) = 1/3 * 30,9 = 10,3 г/моль.
Понятие об эквивалентах и молярных массах эквивалентов
распространяется и на сложные вещества.
Эквивалентов сложного вещества называется такое его количество,
которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с
одним эквивалентом любого другого вещества.
Для расчета молярной массы эквивалентов можно использовать
формулы:
а) для простого вещества (элемента)
Мэ 
где
МА
,
В
(6.1)
М А - молярная масса данного вещества;
- валентность атома.
б) для сложного вещества:
B
Mэ 
где
M
,
Bn
М - молярная масса данного вещества;
(6.2)
В - валентность функциональной группы;
n - число функциональных групп в молекуле.
Для кислот функциональной группой является ион водорода, для
оснований – гидроксид-ион, для солей – ион металла.
Например, М э ( Al ) 
М
В

27
 9г / моль;
3
M
98

 49г / моль;
B  n 1 2
M
74
M э (Ca(OH ) 2 ) 

 37 г / моль;
B  n 1 2
M
342
M э ( Al2 ( SO4 )3 

 57 г / моль.
B  n 3 2
M э ( H 2 SO4 ) 
Для определения состава эквивалентов вещества, участвующего в
реакции, надо исходить из конкретной реакции. В этом случае надо
учитывать следующее определение эквивалента:
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая
может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим
образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных и
ионообменных реакциях или одному электрону в окислительновосстановительных реакциях.
При решении задач содержащих сведения об объемах газообразных
веществ, пользуются понятием объема моля эквивалентов.
Как известно, моль любого газа при н.у. занимает объем, равный 22,4 л.
Исходя из этой величины можно рассчитать объем одного моля эквивалентов
газа при н.у.
Например, для водорода: Э(Н2) = ½ Н2; моль эквивалентов водорода в два
раза меньше его моля, и поэтому объем одного моля эквивалентов водорода в
два раза меньше его молярного объема:
22,4 : 2 = 11,2 л
Для кислорода Э(О2) = ¼ О2, отсюда объем одного моля эквивалентов
кислорода в четыре раза меньше его молярного объема:
22,4 : 4 = 5,6 л
Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах.
Массы участвующих в реакции веществ пропорциональны молярным
массам их эквивалентов (закон эквивалентов).
m1 M Э1

m2 М Э 2
(6.3).
6.3 Экспериментальная часть
6.3.1 Опыт 1. Определение молярной массы эквивалентов металла
методом вытеснения водорода.
Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется из
кислоты при действии на нее активного металла (Mg, Zn, Al). Применяемый
для этой цели прибор (рис. 1) состоит из двух бюреток, укрепленных на
штативе и соединенных резиновой трубкой.
В такой сообщающийся сосуд наливают воду
приблизительно до половины бюреток. Одну из
бюреток сверху закрывают пробкой с отводной
трубкой, к которой присоединяют пробирку, где
происходит реакция между кислотой и металлом.
Другая пробирка служит приемником для воды,
вытесняемой выделяющимся при реакции
водородом. Объем выделившегося водорода
определяется по разности уровней воды в любой
из бюреток до и после опыта при добавлении в
закрытой бюретке, равном атмосферному.
Давление газа в закрытой бюретке равно
атмосферному, если вода в обеих бюретках
находится на одном уровне.
Рисунок. 1 – Схема установки.
Получите навеску металла (m) у лаборанта. В
пробирку налейте 10% раствора соляной кислоты (на одну четверть
пробирки). Поддерживая пробирку в наклонном положении, поместите
навеску металла на стенку у отверстия пробирки и закройте пробирку
пробкой с отводной трубкой от бюретки. Проверьте герметичность прибора.
Для этого, не трогая бюретку с пробиркой, переместите другую бюретку
вместе с лапкой штатива так, чтобы уровень воды в ней стал на 5-10 см выше,
чем в первой бюретке. Если разница в уровнях не меняется, прибор исправен.
Приведите воду в бюретках к одному уровню и
отметьте уровень воды в открытой бюретке (V1). Отсчет произведите по
нижнему мениску жидкости с точностью до 0,01 мл.
Стряхните металл в кислоту (смойте его
кислотой). Наблюдайте выделение водорода и вытеснения воды из бюретки.
По окончании реакции дайте пробирке
охладиться на воздухе, после чего снова приведите воду в бюретках к
одинаковому уровню. Запишите новый уровень воды в открытой бюретке –
V2, по разности уровней воды до и после реакции (V2-V1) определите объем
выделившегося водорода.
Запишите показания термометра (t), барометра
(р) и давление водяного пара при температуре опыта (при t = 23 0C рв. пара =
2,8 кПа, при t = 25 0C рв. пара = 3,2 кПа).
Вычисления:
А) Объем выделившегося водорода: V H 2  V 2  V1
(6.4);
В) Объем водорода при н.у. V0 ( H 2 ) 
P  V  T0
P0  T
(6.5);
С) Теоретическая молярная масса эквивалентов металла (МЭ).
D) Опытная молярная масса эквивалентов металла
m г металла вытесняют V0 мл водорода
x ------------------------- 11200 мл
Е) Относительная ошибка опыта (П) в %.
6.3.2 Опыт 2. Определение молярной массы
эквивалентов карбоната кальция.
На технохимических весах взвесьте кусочки мрамора общей массой
(m1) от 2 до 2,5 г (с точностью до 0,01 г). Поместите их в колбу или
химический стакан емкостью 100 мл и добавьте небольшими порциями из
бюретки 10 мл 1 н раствора соляной кислоты. Составьте уравнение реакции
(учитывая, что мрамор – природный минерал, содержащий карбонат
кальция).
В процессе реакции выделяется газ. Когда выделение пузырьков газа
прекратится, нагрейте колбу (стакан) до 60-70 0С для удаления оставшегося в
растворе газа. Полученный раствор осторожно слейте, оставшийся мрамор
промойте 2 раза дистиллированной водой, каждый раз осторожно сливая
жидкость.
Промытые кусочки мрамора промокните фильтровальной бумагой и
поместите в эксикатор, после чего взвесьте (m2).
Вычисления
А) Масса карбоната кальция, вступившего в реакцию с соляной кислотой:
mCaCO3  m1  m 2
(6.5)
В) Количество молей эквивалентов HCl, израсходованных на реакцию с
VHCl  0,001  10 мл  0,001  0,01
CaCO3, равно
(6.6)
(1 мл 1 н раствора HCl содержит 0,001 молей эквивалентов).
С) В соответствии с законом эквивалентов с 0,01 моль эквивалентов HCl
прореагирует 0,01 моль эквивалентов CaCO3, что соответствует убыли массы
mCaCO  0,01  M Э (CaCO3 ) ,
, т.е.
(6.7)
mCaCO3
M Э (CaCO3 ) 
откуда
(6.8).
0,01
3
D) Вычислите теоретическое значение молярной массы эквивалентов CaCO3
и сравните с полученной экспериментальной величиной.
Е) Вычислить относительную ошибку опыта по формуле:
П
М Этеор. (СаСО3 )  М Эоп. (СаСО3 )
М Этеор. (СаСО3 )
 100
(6.9)
6.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что называют эквивалентом элемента (простого вещества), сложного
вещества?
2 Что называют молярной массой эквивалентов?
3
Как определить молярную массу эквивалентов оксида, кислоты,
основания, соли?
4 Сколько молей эквивалентов цинка вступило в реакцию с кислотой, если
при этом выделилось 2,8 л водорода при н.у.?
5 Вычислите молярную массу эквивалентов и валентность фосфора в его
оксиде, содержащем 43,6 % кислорода.
6 При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида.
Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла.
7 ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ И ОДНОАТОМНЫХ
ИОНОВ
Лабораторная работа № 4
7.1 Цель лабораторной работы
Привить навыки составления формул, выражающих электронную
конфигурацию атомов и одноатомных ионов элементов.
7.2 Теоретическая часть
Согласно
квантово-механическим
представлениям,
состояние
электрона в атоме химического элемента определяется значениями четырех
квантовых чисел: n, l, ml ms.
Главное квантовое число n принимает значения ряда целых чисел
(1,2,3,4 и т.д.) и характеризует уровень энергии электрона в атоме.
Орбитальное квантовое число l принимает значения целых чисел в
пределах от 0 до (n-1) и характеризует подуровень энергии электрона на
данном энергетическом уровне. Для обозначения энергетических подуровней
используют буквы латинского алфавита:
l …………………… 0 1
2
3
обозначение……. S
p
d
f
Используя цифровые значения n и буквенные обозначения l, можно
составить формулу, отражающую электронную конфигурацию атома
химического элемента.
Максимальное число электронов, имеющих одинаковый уровень
энергии, определяется как 2n2 . Максимальной число электронов, имеющих
одинаковый подуровень энергии на данном энергетическом уровне,
определяется как 2(2l+1).
Каждый энергетический подуровень условно делится на квантовые
ячейки, количество которых связано с магнитным квантовым числом ml,
принимающим значения от –l через нуль до +l.
Квантовая ячейка ‫ ٱ‬- графическое изображение атомной орбитали, т.е.
состояние электрона в атоме, характеризующегося определенными
значениями трех квантовых чисел: n, l, ml.
В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов
отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа
(ms = ±1/2 ).
Электроны в квантовых ячейках обозначаются стрелками:↑ или ↓.
Общее число электронов в атоме определяется порядковым номером
химического элемента в ПС. Элементы со сходной электронной
конфигурацией атомов называются электронными аналогами. В ПС они
располагаются в одной подгруппе, т.е. они являются и химическими
аналогами.
Устойчивому состоянию атома отвечает такое распределение
электронов по атомным орбиталям – АО, при ктором энергия атома
минимальна. Поэтому АО заполняются в порядке последовательного
возрастания их энергии, который определяется правилами Клечковского:
- АО заполняются электронами в порядке последовательного
увеличения суммы (n+l) (1-е правило);
- а при одинаковых значениях этой суммы – в порядке
последовательного возрастания главного квантового числа n (2-е
правило).
7.3 Эксперименальная часть
7.3.1 Опыт 1. Электронная структура атомов и ионов металлов.
В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора нитрата свинца.
В первую пробирку опустите кусочек железа, во вторую – цинка, в
третью – магния. Через несколько минут отметьте изменения, которые
произошли в пробирках. Составьте уравнения реакций.
Заполните предложенную таблицу:
До реакции
После реакции
Химический знак Электронная
Химический знак Электронная
атома или иона формула
атома атома или иона формула
атома
металла
или иона
металла
или иона
2+
Fe
Fe
Zn
Zn2+
Mg
Mg2+
Pb2+
Pb
7.3.2 Опыт 2. Электронные структуры атомов и ионов неметаллов.
Опыт проводите под тягой!
В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфида натрия, а в другую 2
мл иодида натрия и в каждую по 1 мл хлорной воды.
Отметьте изменения, которые произошли в пробирках. Составьте
уравнения реакций.
Заполните предложенную таблицу.
До реакции
Химический знак Электронная
атома или иона формула
атома
неметалла
или иона
2S
ICl
После реакции
Химический знак Электронная
атома или иона формула
атома
неметалла
или иона
S
I
Cl-
7.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Чем определяется общее число электронов в атоме?
2 Какими квантовыми числами определяется состояние электрона в атоме?
Какие значения они имеют? Что характеризуют?
3 Что такое атомная орбиталь?
4 Как составляется электронная формула атома элемента? Графическая
формула (квантовая ячейка)?
5 Какова последовательность заполнения электронами атомных орбиталей?
6 Электронную структуру атома выражают сокращенной формулой …
3d34s2. Что это за элемент?
7 Атому, какого элемента отвечает сокращенная формула:
а) …3s23p2
б) … 3s23p63d54s2
в) …4s24p4?
8 Укажите значения главного, орбитального и магнитного квантовых чисел,
характеризующих атомную орбиталь:
а) 11-го электрона в атоме натрия,
б) 19-го электрона в атоме калия.
9 Проведите схему распределения внешних электронов по квантовым
ячейкам в атоме:
а) мышьяка,
б) селена.
10 На основании электронной структуры атомов серы и хлора
охарактеризуйте их валентные свойства в невозбужденном и возбужденном
состояниях.
11 Дать определение понятиям:
а) радиус атома;
б) энергия ионизации;
в) сродство к электрону;
г) электроотрицательность.
12 Как изменяется эти понятия для элементов главных и побочных
подгрупп?
13 Как изменяются эти понятия по периоду?
14
Охарактеризовать свойства элементов и их соединений по
вышеуказанному плану 3517Cl (хлор); 5224Mn (марганец).
15 Сравнить неметаллические свойства фосфора и сурьмы.
16 У какого элемента более выражено металлическое свойство (ванадий,
мышьяк)? Почему?
17
Какой из элементов (хром, селен) образует летучее водородное
соединение? Написать формулу и объяснить.
18 Какой из состояний марганца Mn+2, Mn+4, Mn+6, Mn+7 в окислительновосстановительных реакциях проявляет свойство:
а) только восстановителя;
б) только окислителя.
-1
19 Какие состояния хлора Cl , Cl+1, Cl+3, Cl+5, Cl+7 в окислительновосстановительных реакциях проявляют свойства окислителя и
восстановителя.
20 Как изменяются кислотные свойства в ряду: H2SiO4, H3PO4, H2SO4, HClO4.
8 ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
Лабораторная работа № 5
8.1 Цель лабораторной работы
Выполнение калориметрических измерений и термодинамических
расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.
8.2 Теоретическая часть
При химических реакциях изменение химического состава вещества
сопровождается изменением запаса химической энергии системы (наиболее
часто в виде тепловой энергии).
Изучением тепловых эффектов занимается термохимия и более широко
химическая термодинамика, которая устанавливает взаимосвязь различных
видов энергии в форме теплоты и работы.
Химическая энергия системы – это определенный запас внутренней
энергии (U) системы при постоянном объеме (V – const) или запас энтальпии
системы (Н), рассматриваемой при постоянном давлении (P – const).
Энтальпия связана с внутренней энергией:
H = U + PV
(8.1)
Если вещества, образующиеся при реакции, обладают меньшим
запасом химической энергии, чем вещества вступающие в реакцию, то в
процессе реакции выделяется энергия: при этом уменьшается запас
энтальпии системы:
Нкон < Ннач.
(8.2)
∆Н = Нкон. – Ннач. < 0
(8.3).
Такие реакции называются экзотермическими.
Если реакция сопровождается затратой энергии, то вещества,
образующиеся в результате реакций, обладают большим запасом химической
энергии, большей энтальпией, чем исходные вещества:
Нкон. > Ннач.
(8.4)
Δ Н >0
(8.5)
Такие реакции называются эндотермическими.
Таким образом, тепловой эффект химической реакции есть не что иное,
как изменение внутренней энергии в результате реакции, протекающей при
постоянном объеме, или изменение энтальпии в результате реакции,
протекающей при постоянном давлении.
Изменение энтальпии (тепловой эффект химической реакции при
постоянном давлении) отличается от изменения внутренней энергии
(теплового эффекта химической реакции при постоянном объеме) на
величину работы против сил внешнего давления и при равенстве работы
нулю изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии. Это
заключение вытекает из выражения (1).
Δ H = Δ U + PΔ V
(8.6)
В термохимии тепловой эффект экзотермической реакции принято
считать положительным, а эндотермической – отрицательным. Значит,
термохимические тепловые эффекты Q P (QV) равны по величине и
противоположны по знаку термодинамическим эффектам химических
реакций Δ H (Δ U):
Пример. 2 Mg (К) + CO2 (Г) = 2 Mg (К) + C (ГР.) + QP (Δ H);
QP = 810,1 кДж
Δ H = -810,1 кДж.
В основе практических расчетов лежит закон Гесса.
Тепловой эффект химической реакции, т.е. изменение энтальпии
или внутренней энергии системы в результате реакции, зависит только от
начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не
зависит от промежуточных стадий процесса.
Удобно в расчетах использовать одно из следствий из закона Гесса:
тепловой эффект химической реакции (Δ Н) равен сумме теплот образования
продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.
Δ Н0 = Σ n Δ Нобркон –Σ n Δ Нобрисх ,
(8.7)
0
Где Δ Н – тепловой эффект реакции;
Δ Нобркон – теплота образования конечных веществ;
Δ Нобрисх – теплота образования исходных веществ;
n – коэффициент в уравнении реакции.
Под теплотой образования сложного вещества в термодинамике
понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля данного вещества из
простых веществ, наиболее устойчивых в стандартных условиях. Пример:
Са + С графит + 3/2 О2 = СаСО3 – 1207 кДж
Δ
обр.
H CaCO
= - 1207 кДж/моль
3
Значения теплот образования сложных веществ приводятся в
термодинамических справочниках (при стандартных условиях: Р = 101,325
кПа, Т = 2980 К).
Пример. Пользуясь справочником, вычислите тепловой эффект
реакции:
2 Mg (К) + СО2 (Г) = 2 MgО(К) + С ГРАФИТ,
где к – кристаллическое состояние;
ж – жидкое состояние;
г – газообразное состояние.
Решение. По данным таблицы стандартные энтальпии образования СО2 и
MgO равны соответственно –393,5 и –601,8 кДж/моль, стандартные
энтальпии образования простых веществ равны нулю. Отсюда тепловой
эффект реакции равен:
0
обр
обр
H 298
 2H MgO
 HCO
 2  (601,8)  (393,5)  810,1кДж
2
Различают тепловые эффекты реакции: образования, разложения,
сгорания, нейтрализации и т.д.
Тепловой эффект реакции нейтрализации - это количество теплоты
которое выделяется при нейтрализации одного грамм-эквивалента кислоты
основанием.
Изменение энтальпии при нейтрализации сильной кислоты сильным
основанием одинаково для различных кислот и оснований, т.к. в этом случае
реакция нейтрализации практически сводится к реакции образования моля
воды из ионов:
Н+ + Сl - + Na+ + OH - = Na + + Cl - + H2O – 57,3;
Н+ + NO3 - + K+ + OH - = K + + NO3 - + H2O – 57,3;
Н+ + OH - = H2O + 57,3 кДж.
8.3 Экспериментальная часть
8.3.1 Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации
сильной кислоты сильным основанием.
Во внутренний стакан калориметра налейте из бюретки 25 мл 1 н
раствора кислоты, в отдельный стакан налейте из бюретки 25 мл 1 н раствора
щелочи. Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1 0С.
Температуру раствора щелочи можно не измерять, т.к. оба раствора хранятся
при одинаковых условиях.
Не вынимая из раствора кислоты термометр, быстро влейте раствор
щелочи в кислоту. Осторожно помешайте раствор термометром, наблюдая за
изменением температуры. Отметьте максимальную температуру раствора.
Все экспериментальные данные занесите в таблицу.
Объем раствора Объем раствора Концентрация
кислоты
щелочи
кислоты, моль/л
25 мл
25 мл
1
Концентрация
кислоты, моль/л
1
Плотность
раствора НСl
1,015 г/мл
Конечная
температура
t2 0C
Плотность
раствора NaOH
1,04 г/мл
Начальная
температура
t1 0C
Вычисления.
Теплота, выделенная при реакции нейтрализации, расходуется:
а) на нагревание раствора
H1  c1m1 (t2  t1 ) ,
(8.8)
где с1 – удельная теплоемкость воды, 4,18 Дж/г;
m1 – масса раствора, г;
t1 – начальная температура, 0С;
t2 – максимальная температура, 0С.
б) на нагревание калориметра
H 2  c 2 m2 (t 2  t1 ) ,
(8.9)
где с2 – удельная теплоемкость стекла, 0,75 Дж/г;
m2 – масса стакана калориметра, г (взвесьте стакан или узнайте его массу
у лаборанта).
H  H1  H 2
(8.10)
Подсчитанное по результатам опыта количество выделенной
теплоты в Дж получено при нейтрализации 25 мл 1 н раствора, т.е. 0,025 моля
кислоты. Теплота нейтрализации кислоты в расчете на молярную массу
эквивалентов определяется:
H экв  Н / 0,025 , кДж/моль
(8.11)
Определите в % относительную ошибку опыта «К», учитывая, что
теоретическое значение этого эффекта:
Н экв  57,3 кДж/моль
8.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Почему химические и фазовые превращения сопровождаются выделением
или поглощением энергии?
2 При каких условиях изменение энтальпии равно изменению внутренней
энергии, связанных с протеканием химической реакции?
3 Почему для экзотермических реакций изменение энтальпии меньше нуля?
4
Напишите реакцию, тепловой эффект которой отвечает теплоте
образования серной кислоты.
5 Для каких из указанных веществ теплота (энтальпия) образования равна
нулю? Н2О, Mg, СО2, О2, О3, Н2, СО3.
6 Объясните закон постоянства теплот нейтрализации сильных кислот и
оснований.
7 Какое соотношение между величинами теплоты нейтрализации сильных
кислот сильными основаниями и теплоты диссоциации воды?
8 Вычислите тепловой эффект реакции образования Н2О2 (Ж), если теплота
разложения Н2О2 (Ж) = Н2О (Ж) + ½ О2 (Г) равна –98,1 кДж/моль.
H Нобр2О (ж)  285,8кДж / моль .
9 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Лабораторная работа №6
9.1 Цель лабораторной работы
Изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных
факторов.
9.2 Теоретическая часть
Скоростью химической реакции называется изменение концентрации
реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется
природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса
(концентрации реагирующих веществ, температуры, наличие катализатора, а
для гетерогенных процессов – еще от величины поверхности раздела между
фазами).
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом
действующих масс: при постоянной температуре скорость химической
реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Например для реакции
3H2(г) + N2  2NH3(г)
(9.1)
v  k  C H3 2  C N2
(9.2)
где v – скорость химической реакции;
k - константа скорости; (зависит от природы реагирующих
веществ, температуры и катализатора)
CH2 и CN2 - концентрации реагирующих веществ.
Реакции в гетерогенной системе идут на поверхности раздела между
фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной
температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади
поверхности раздела.
Применяя закон действующих масс к гетерогенным реакциям, следует
учесть, что концентрация веществ, находящихся в твердой фазе, постоянная
и включается в величину k , а в выражении скорости гетерогенной реакции
войдут только концентрации веществ, находящихся в жидкой или
газообразной фазах. Так, например, для реакции
CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к)
(9.3)
v  k  CCO 2
(9.4)
9.2.1 Зависимость скорости реакции от температуры
Опытным путем установлено, что скорость большинства химических
реакций при повышении температуры на 100С возрастает в 2-4 раза. Эта
зависимость, установленная Вант-Гоффом математически может быть
записана так:
Vt 2  Vt1  
t 2  t1
10
(9.5)
где Vt 2 и Vt1 - скорости при t2 и t1;
 -температурный коэффициент.
Столь сильную зависимость скорости от температуры нельзя объяснить
лишь просто увеличением числа столкновений между молекулами – если
учесть, что 1 моль вещества содержит 6,02*1023 молекул, то оно и так велико.
Однако, большинство соударений мягкое (неэффективное), энергия их
недостаточна для разрыва прежних связей в молекулах. При повышении
температуры увеличивается количество «активных» молекул, т.е. более
реакционно способных. К активным молекулам относятся молекулы с
повышенным запасом кинетической энергии («быстрые»); молекулы в
«возбужденном» состоянии, т.е. такие, в которых есть возбужденные
электроны.
Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их
столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется
энергией активации.
Энергия активации выражается в кДж/моль. Она расходуется на разрыв
или ослабление химических связей в исходных веществах.
9.2.2 Влияние катализатора на скорость реакции.
Катализаторами называют вещества, которые влияют на скорость
реакции.
Обычно катализаторами называют вещества ускоряющие реакции.
Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами
(отрицательный катализ).
Различают гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества
находятся в одной фазе и гетерогенный катализ – катализатор и реагирующие
вещества находятся в разных фазах.
Явление гомогенного катализа объясняется чаще всего теорией
промежуточных соединений, суть которой состоит в образовании
промежуточного весьма реакционноспособного, неустойчевого соединения
одного из веществ катализатором, это вещество немедленно вступает во
взаимодействие с другими участниками реакции, высвобождая при этом
катализатор.
А + В = А В - медленный процесс
А + кат. = А Кат.
две быстрые
А Кат. + В = А В + Кат.
стадии
В теории гетерогенного катализа используется явление адсорбции
молекул реагирующих веществ на отдельных точках поверхности
катализатора (активные центры). За счет адсорбции увеличивается
концентрация молекул реагирующих веществ у поверхности катализатора.
Может проходить и деформация, ослабление связей внутри молекул, а также
возможно образование промежуточных соединений, о которых речь шла
выше.
Для
катализаторов
характерна специфичность действия
–
определенный катализатор оказывает влияние на скорость определенной
реакции или на группы однотипных реакций.
Существуют вещества, присутствие которых даже в нежелательных
количествах подавляет действие катализатора. Такие вещества называют
каталитическими ядами.
9.3 Экспериментальная часть
9.3.1 Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции
(полумикрометод).
Для исследования предлагается реакция взаимодействия тиосульфата
натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S  + SO2  + H2O
(9.6)
Выделяющаяся сера дает коллоидный раствор, содержимое пробирки
становится мутным (опалесценция). По промежутку времени от начала
реакции (добавление кислоты) до заметного помутнения раствора можно
судить об относительной скорости реакции.
Для приготовления опыта надо приготовить три раствора тиосульфата
натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в
первую 4 капли 5%-ного раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во
вторую 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью – 12
капель раствора тиосульфата. Таким образом, будут получены три раствора
тиосульфата различной концентрацией. Если условно обозначить молярную
концентрацию в первой пробирке - С молей, то во второй она будет – 2С, а в
третьей – 3С молей.
В первую пробирку внести 1 каплю 2,5%-ного раствора серной
кислоты (следите, чтобы капля не попала на стенку пробирки, а упала прямо
в раствор!). По секундомеру отметьте время от момента добавления кислоты
до появления заметной опалесценции. Также поступите со второй и с третьей
пробиркой. Во всех трех пробирках наблюдается выделение серы, но для
этого в растворах различной концентрации тиосульфата потребовалось
разное время (). Величина 1/ условно называется относительной скоростью
реакции.
Исходные данные и полученные результаты записываются в таблицу
по форме:
№
про
бир
ки
1
2
3
К-во
К-во
капель
капель
раствора воды
Na2S2O3
4
8
8
4
12
0
Общий К-во
объем капель
(число H2SO4
капель)
12
1
12
1
12
1
Концент
рация
Na2S2O3
моль/л
1С
2С
3С
Время
появления
мутности
, с
Относите
льная
скорость
реакции
На основании полученного экспериментальных данных постройте
график зависимости скорости реакции от концентрации, отложив по оси
абсцисс концентрацию – С, а по оси ординат относительную скорость 1/.
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
9.3.2 Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
(полумикрометод).
В три сухие пробирки накапайте по 10 капель раствора тиосульфата. В
первую пробирку внести 1 каплю 2,5 %-ного раствора серной кислоты и по
секундомеру отметьте время реакции (см. опыт 1). Вторую пробирку и
пробирку с серной кислотой и опущенной в неё пипеткой поместите в
термостат (стакан с водой) с температурой на 100 выше комнатной. Через 3-5
минут (когда растворы в пробирках нагреются) внесите 1 каплю раствора
кислоты в пробирку с раствором тиосульфата и определите время реакции
(см. опыт 1). Третью пару пробирок поместите в термостат с температурой на
200 С. Через 3-5 минут проделайте опыт и определите время реакции.
Результаты опыта запишите в таблицу:
№
Температура
пробирки опыта, С
1
2
3
Время
появления
мути,  сек.
Относительная скорость
реакции, 1/
Постройте график зависимости скорости от температуры, отложив по
оси абсцисс температуру, а по оси ординат относительную скорость 1/.
Вычислите температурный коэффициент реакции ().
9.3.2 Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на
скорость реакции в гетерогенной системе (полумикрометод).
Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела.
Один из них разотрите пестиком в порошок и пересыпьте в коническую
пробирку, вторую поместите в другую пробирку. В обе пробирки
одновременно добавьте по 20 капель концентрированной соляной кислоты.
Напишите уравнение реакции, объясните наблюдаемые явления.
9.3.3 Опыт 4. Гомогенный катализ.
Налейте в пробирку 0,5 мл 0,1 Н раствора КМnО4 и 15 мл 2 Н раствора
серной кислоты. Полученный раствор разлейте поровну в две пробирки. В
одну из них насыпьте немного нитрата калия КNО 3 и встряхните пробирку
для более скорого растворения соли. Затем внесите в обе пробирки по 2
кусочка цинка. Убедитесь в том, что обесцвечивание раствора происходит
значительно быстрее в той пробирке, в которую был добавлен катализатор.
Уравнение реакции, идущей в отсутствие катализатора, записывается так:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 10 H  K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.
(9.7)
Участвующий в данной реакции атомарный водород образовался при
взаимодействии цинка с серной кислотой. Механизм каталитического
действия нитрата калия схематически записывается так:
KNO3 + 2H  KNO2 + H2O
(9.8)
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5KNO2  K2SO4 + 2MnSO4 +5KNO3 + 3H2O.
(9.9)
Роль промежуточного соединения в данном случае играет нитрат калия
KNO2.
9.3.5 Опыт 5. Гетерогенный катализ (полумикрометод).
а) Каталитическое действие диоксида свинца.
Налейте в пробирку 5-8 капель 30%-ного раствора пероксида водорода.
Внесите в раствор на кончике микрошпателя диоксид свинца PbO2 и
наблюдайте выделение газа. Напишите уравнение разложения пероксида
водорода. (Диоксид свинца можно заменить диоксидом марганца МnO2).
б) Каталитическое действие воды (опыт проводят под тягой).
Смешайте в фарфоровой чашечке два микрошпателя порошка цинка
(алюминия) и один микрошпатель кристаллического йода. Протекает ли
реакция между цинком и йодом? На смесь капните каплю воды. Наблюдайте
бурную реакцию, сопровождающуюся большим выделением теплоты, за счет
которой происходит возгонка непрореагировавшего йода – выделяются пары
фиолетового цвета. Напишите уравнение реакции.
9.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она
зависит?
2 Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении
температуры?
3 От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенных
системах?
4 Что называется катализатором? Какое влияние и почему оказывает
катализатор на скорость химической реакции?
5 Напишите выражение для скорости следующих реакций:
4NH3 + 5O2  4NO + 6 H2O
2Mg + O2  2MgO
6 Во сколько раз увеличится скорость реакции:
2NO + O2  2NO2
а) при увеличении концентрации O2 в два раза?
б) при увеличении концентрации NO в три раза?
7 При 250 С некоторая реакция заканчивается за 32 минуты. Принимая
температурный коэффициент равным 2, рассчитать через какое время
закончится эта реакция при 850 С?
10 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Лабораторная работа №7
10.1 Цель лабораторной работы
Изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.
10.2 Теоретическая часть
Все химические реакции можно поделить на необратимые и
обратимые.
Необратимые – реакции, которые в данных условиях могут идти в одном
направлении и приводят к полному превращению исходных данных веществ
в продукты реакции. Например:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 
(10.1)
Обратимые – реакции, которые могут протекать одновременно в
противоположном направлениях. Например:
H2 + Cl2  2 НСl
(10.2)
Будет ли реакция обратимой или необратимой – зависит от природы
участников реакции.
В обратимых реакциях по мере расходования исходных веществ и
накопления продуктов реакции скорость прямой реакции уменьшается, а
обратимой – увеличивается, и наступает момент, когда они становятся
равными.
Состояние системы, когда скорости прямой и обратимой реакции
равны, называется химическим равновесием.
В момент равновесия концентрации участников реакции не
изменяются.
Пусть реакция протекает по схеме:
аА + вВ  сС + dД
В соответствии с законом действия масс
(10.3)
пр. = К1 . САА . СВВ ; обр. = К2 . ССС . СДd
(10.4)
В момент химического равновесия пр. = обр., т.е.
К1 . САА . СВВ = К2 . ССС . СДd
(10.5)
Проводя математические преобразования, получим:
ССС . СДd
К1
----------- = ----- = К
СА . СВ
К2
(10.6)
Так как К1 и К2 - величины постоянные, то их отношение (К) тоже
величина постоянная и называется константой равновесия.
К зависит от температуры и не зависит от концентрации.
Величина К представляет собой отношение произведения
концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных
веществ. Чем больше К, тем больше концентрация продуктов реакции,
иными словами, К характеризует полноту протекания прямой реакции.
В случае гетерогенных реакции в выражение для константы равновесия
входят концентрации веществ, находящихся только в газообразной или
жидкой фазах. Например:
С(к) + СО2 (г)  2СО(г)
К = С2со/ Ссо 2
3Н2(г) + N2(г)  2NH3(г)
К=
С 2 nh
C 3 h  Cn
3
2
2
Условием химического равновесия является равенство скоростей
прямой и обратной реакции. Это условие сохраняется при постоянстве
внешних условий, а при нарушении его равновесие сдвигается в сторону
преимущественного протекания прямой или обратной реакции, и
устанавливается новое равновесие при новых концентрациях участников
реакции. Направление, в котором происходит смещение химического
равновесия, определяется принципом Ле-Шателье:
изменение внешних условий (температура, давление, концентрация)
вызывает
смещение
равновесия
в
направлении
реакции,
противодействующей оказанному изменению.
Следовательно:
А) Повышение температуры способствует протеканию реакции,
идущей с поглащением тепла, и сдвигает равновесие в сторону
эндотермической реакции, понижение температуры – в сторону
экзотермической реакции.
В) Изменение давления имеет значение лишь для реакции с участием
газообразных веществ. Повышение давления всегда сдвигает
равновесие в сторону образования меньшего числа молей газообразных
веществ, что в свою очередь приведет к снижению давления.
С) Увеличение концентрации одного из участников реакции сдвигает
равновесие в сторону процесса, приводящего к его расходованию.
10.3 Экспериментальная часть.
10.3.1 Опыт1. Смещение химического равновесия при изменении
концентрации реагирующих веществ.
Для изучения смещения химического равновесия предлагается
реакция:
FeCl3 + 3 NH4NCS  Fe(NCS)3 + 3 NH4Cl
(10.7)
Роданид железа Fe(NCS)3 окрашен в ярко красный цвет. Изменение
концентрации Fe(NCS)3 влияет на интенсивность окраски раствора. Это
позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при
изменении концентрации реагирующих веществ.
Выполнение опыта:
В пробирку налейте 1 мл разбавленного раствора хлорида железа FeCl3
и добавьте 4-5 капли разбавленного раствора роданида (тиоцианата) аммония
(натрия, калия), полученный раствор разбавьте водой до слабокрасного
окрашивания и разделите на 4 пробирки. Одну пробирку оставьте для
сравнения, а в три другие добавите: в первую – 1 каплю концентрированного
раствора FeCl3 ; во вторую 1 каплю концентрированного раствора NH4NCS ;
в третью – несколько кристалликов хлорида аммония (NH4Cl).Полученные
результаты занесите в таблицу
Таблица 1.
№
Что добавлено
Изменение
Направление
пробирки
интенсивности смещения
окраски
равновесия
1.
2.
3.
Напишите выражение для константы равновесия изучаемой реакции.
10.3.2 Опыт 2. Влияние температуры на состояние химического
равновесия (опыт проводить в вытяжном шкафу).
В данном опыте изучают реакцию димеризации диоксида азота.
2NO2  N2O4
темно-бурый
бледно-желтый
По изменению окраски газовой смеси можно судить о смещении
равновесия в сторону прямой или обратной реакции.
Прибор, состоящий из двух колбочек,
соединенных трубкой с хорошо подобранными
пробками,
наполните
диоксидом
азота,
который получите разложением нитрата
свинца:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2  + O2
Одну колбу поместите в стакан с горячей водой, другую в стакан с
ледяной водой (смесь воды со снегом или льдом). На основе принципа Ле
Шателье объясните изменения, происходящее в колбах.
10.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Какие реакции называются необратимыми? Обратимыми?
2 Что называется химическим равновесием?
3 Что называется сдвигом (смещением) химического равновесия?
4 Факторы, влияющие на смещение равновесия.
5 Напишите уравнение константы равновесия для следующих обратимых
процессов:
а) 2NO2(г)  2 NO(г) + O2(г);
б) N2(г) + 3H2(г)  2NH3(г);
в) CuO(г) + H2  Cu(г) + H2O(г).
Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при повышении
давления?
6 Напишите выражения для константы равновесия следующих процессов:
2SO2(г) + O2(г)  2SO3(г)
Fe2O3(к) + 3 H2(г)  2Fe (к) + 3 H2O(г)
7 Реакция идет по уравнению
H2 + Cl2  2 HCl
Равновесие
устанавливается
при
следующих
концентрациях
участников реакции: СН2 = СCl2 = 0,2 моль/л, НCl = 0,4 моль/л. Вычислите
исходную концентрацию хлора и значение константы равновесия.
8 В какую сторону сместится равновесие реакции горения эцетилена:
2С2Н2(г) + 5 О2(г)  4 СО2(г) + 2Н2О(г)
а) при повышении давления?
б) при повышении температуры, если прямая реакция экзотермическая?
11 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
Лабораторная работа № 8
11.1 Цель лабораторной работы
Приобретение
концентрации.
навыков
приготовления
растворов
различной
11.2 Теоретическая часть
Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено
либо безразмерными единицами - долями или процентами, либо величинами
размерными – концентрациями.
Концентрацией называется отношение количества или массы вещества,
содержащегося в растворе, к объему или массе раствора или растворителя.
Известно несколько способов выражения концентрации.
11.2.1 Молярная концентрация См
- отношение количества
растворенного вещества (в молях) к объему раствора. Единица измерения
молярной концентрации моль/л (моль/м3). Например, См(H2SO4) = 1 моль/л.
Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, называют молярным раствором и
обозначают 1М раствор. Концентрации, соответствующие десятым, сотым и
тысячным долям моля, имеют соответственно приставки «деци», «санти» и
милли».
Например, 2М – двумолярный раствор
0,1М – децимолярный раствор
0,01М – сантимолярный раствор
11.2.2 Молярная концентрация эквивалентов Сэк – это отношение
количества вещества эквивалентов (моль эквивалентов) к объему раствора.
Единица измерения моль/л. Раствор, в одном литре которого содержится 1
моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1н
раствор.
Соответственно могут быть: 0,2 н – двудецинормальный раствор
0,01 н – сантинормальный раствор и т.п.
растворы.
11.2.3 Моляльность Смл – отношение количества растворенного
вещества (в молях) к массе «m» растворителя. Единица измерения
моляльности моль/кг.
11.2.4 Массовая доля W – отношение массы растворенного вещества к
общей массе раствора. Она может быть выражена в долях единицы,
процентах, промилле и миллионных долях. Массовая доля, выраженная в
процентах, показывает, сколько граммов данного вещества содержится в 100
г раствора.
11.2.5 Молярная доля N – отношение количества растворенного
вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в
растворе.
11.2.6 Титр раствора Т – масса вещества, содержащего в одном см3 или
одном мл раствора. Единица измерения титра – кг/мл, г/мл, г/см3.
Для расчетов при приготовлении растворов заданных концентраций
можно использовать следующие формулы.
Молярная концентрация См.
См =
m1
,
M V
(11.1)
где m1 – масса растворенного вещества, г;
M – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Молярная концентрация эквивалентов Сэк.
m1
Сэк =
,
(11.2)
M э V
где Мэ – молярная масса эквивалентов растворенного вещества.
Моляльность Смл.
m1
Смл =
,
M  mз
где mз – масса растворителя, кг.
Массовая доля W.
(11.3)
W=
m1
*100 (4)
m2
или
W=
m1
,
V 
(11.5)
где m1 – масса растворенного вещества, г;
m2 - масса раствора, г;
V – объем раствора, мл (см3);
 - плотность раствора, г/мл (г/см3).
Молярная доля N.
N=
n1
,
n1  n 2
(11.6)
где n1 и n2 – число молей растворенного вещества и растворителя.
Титр раствора Т.
Т=
m1
,
V
(11.7)
где m1 – масса растворенного вещества, г;
V - объем раствора, мл.
11.3 Экспериментальная часть
11.3.1 Опыт 1. Приготовление раствора с заданной массовой долей
соли W (%).
Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько потребуется
соли и воды для приготовления раствора заданной концентрации. Взвесьте на
технохимических весах навеску соли и высыпьте ее в коническую колбу (250
мл). Отмерьте цилиндром необходимый объем воды (для воды можно
принять плотность равную 1г/мл) и вылейте ее в колбу с солью, все время
перемешивая раствор. Приготовленный раствор перелейте в цилиндр и
измерьте ареометром его плотность. Рассчитайте молярную концентрацию,
молярную концентрацию эквивалентов, моляльность и титр приготовленного
раствора.
Результаты опыта поместить в таблицу:
Масса
соли,г
воды,г
Плотность
раствора
г/см3
(г/мл)
Концентрация
приготовленного
раствора
Молярная, Молярная
Моляльн Титр
моль/л
концентраци ость,
я
моль/кг
эквивалентов
,моль/л
11.3.2 Опыт 2. Приготовление раствора соли с заданной массовой
долей W (%) из более концентрированного раствора.
Получите у преподавателя задание, найдите в таблице плотность
заданного раствора. Измерьте ареометром плотность имеющегося в
лаборатории концентрированного раствора заданного вещества и найдите по
плотности массовую долю (%) соли в концентрированном растворе (по
таблице 1).
Рассчитайте объем концентрированного раствора соли, необходимого
для приготовления раствора заданной концентрации, исходя из того, что
масса растворенной соли является одной и той же, как для
концентрированного, так и для разбавленного раствора.
W'
=
m1'  100
V '  '
(11.8) для концентрированного раствора;
W ''
=
m1''  100
V ''   ''
(11.9) для разбавленного (заданного) раствора;
т.к. m1'  100  m1''  100 ,
(11.10) ;
то W '  V '   '  W ''  V ''   '' ,
(11.11)
откуда объем концентрированного раствора
W ''  V ''   ''
V' 
,
W '  '
(11.12)
где W ' иW '' - массовая доля,
 ' и ' ' - плотность,
V ' иV ' ' - объем соответственно концентрированного и разбавленного
(заданного) растворов.
Отмерьте
маленьким
цилиндром
рассчитанный
объем
концентрированного раствора, перенесите его в большой цилиндр и долейте
водой до нужного объема, приготовленный раствор тщательно перемешайте
(переливая из цилиндра в цилиндр) и измерьте ареометром его плотность.
Рассчитайте процент ошибки.
По указанию преподавателя рассчитайте молярную концентрацию или
молярную концентрацию эквивалентов, моляльность или молярную долю,
титр приготовленного раствора.
Результаты опыта поместить в таблицу.
Раствор
1. Концентрированный
(исходный)
2. Заданный
(разбавленный)
3. Приготовленный
Массовая доля Плотность
(%)
раствора, г/см3
Объем раствора,
мл
11.3.3 Опыт 3. Приготовление раствора щелочи заданной молярной
концентрации эквивалентов.
Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько щелочи
потребуется для приготовления раствора заданной концентрации. Взвесьте
навеску щелочи на технохимических весах. Растворите ее в мерной колбе в
небольшом количестве воды, затем долейте колбу водой до метки. Закройте
колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор.
Определите молярную концентрацию эквивалентов приготовленного
раствора и сравните с полученным заданием. Для этого отберите из колбы
пипеткой 10 мл раствора, добавьте 2 капли индикатора метилоранжа и
титруйте 0,1 н раствором НСl до изменения окраски.
Результат титрования
запишите (V). Повторите титрование.
Результаты титрования не должны отличаться друг от друга более, чем на 0,2
мл.
Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов приготовленного
раствора по закону эквивалентов.
(11.13)
C эк (щ)  V (щ)  C эк (к)  V (к) ,
откуда
где
С ЭК ( Щ ) 
С ЭК ( К )  V ( К )
V( Щ )
(11.14)
C эк (щ)иС эк (к) - концентрация растворов щелочи и кислоты,
V (к )иV (щ )
- объемы растворов щелочи и кислоты.
11.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Назовите способы выражения состава растворов, охарактеризуйте их.
2 Определите молярную концентрацию раствора, в 40 см3 которого
содержится 3,04 г FeSO4.
3 Сколько граммов сульфата алюминия Al2(SO4)2 содержится в 500 см3 0,1 н
раствора?
4 Сколько граммов соды Na2CO3 необходимо взять для приготовления 2дм3
0,01 н раствора?
5 Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и массовую долю
H2SO4 в 2 М растворе, плотность которого 1,12 г/см3.
6 Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию
эквивалентов раствора серной кислоты, содержащего 1,96 г H2SO4 в 500 мл
раствора.
7 Вычислите моляльность и молярную долю раствора, содержащего 5,6 г
гидроксида калия КОН и 500 г воды.
8 Сколько мл 96% H2SO4 с плотностью 1,84 г/см3 потребуется для
приготовления 500 мл 30% H2SO4 с плотностью 1,22 г/см3.
12 СВОЙСТВА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Лабораторная работа № 9
12.1 Цель лабораторной работы
Изучение свойств водных растворов электролитов. Определение
водородного показателя среды.
12.2 Теоретическая часть
Электролитами называются вещества, диссоциирующие в воде, других
полярных растворителях или расплавах на ионы. Растворы и расплавы
электролитов проводят электрический ток. Распад вещества на ионы
называется электролитической диссоциацией. Перенос тока в растворах и
расплавах электролитов осуществляется ионами, поэтому их называют
ионными проводниками или проводниками второго рода (в отличие от
электронных проводников). К электролитам относятся: кислоты, основания,
соли.
Распад на ионы молекул вещества в растворе идет по линии ионной
или полярной связи.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота – это
электролит, дающий в водном растворе в качестве положительно заряженных
ионов – ионы водорода.
Например: HNO3 ↔ H + + NO3 –
HCl ↔ H + + Cl –
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е.
H2SO4 ↔ H + + HSO4 –
I ступень
+
2HSO4 ↔ H + SO4
II ступень
В молекулах оснований из двух связей кислорода с металлом и
водородом – значительно легче ионизируется первая. Поэтому при
диссоциации образуются катионы металла и общие для всех оснований
анионы – гидроксид-ионы. Таким образом, основания можно определить как
соединения, дающие в водном растворе в качестве отрицательных ионов,
ионы ОН - .
Например: NaOH ↔ Na + + OH –
Ba(OH)2 ↔ BaOH + + OH I степень
+
2+
Ba(OH) ↔ Ba + OH
II ступень
Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие не
только с кислотами, но и с основаниями. Они называются амфотерными
гидроксидами или амфотерными электролитами. В молекулах таких
электролитов прочность связи между металлом и кислородом, незначительно
отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация
таких молекул возможна по местам обеих этих связей. Диссоциацию
амфотерного электролита можно выразить схемой:
H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH –
К амфотерным электролитам относятся гидроксиды цинка, алюминия, хрома
и некоторые другие.
Соли при растворении в воде диссоциируют на катионы и анионы.
Например: FeCl3 ↔ Fe 3+ + 3 Cl –
Кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы
кислотного остатка, при диссоциации которых образуются ионы водорода.
Например,
NaHCO3 ↔ Na + + HCO3 I ступень
+
2HCO3 ↔ H + CO3
II ступень
Основные соли диссоциируют на анионы кислоты и сложные катионы,
при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы.
Например,
MgOHCl ↔ MgOH + + Cl I ступень
+
2+
MgOH ↔ Mg + OH
II ступень
12.2.1 Степень диссоциации
Количественной характеристикой процесса диссоциации является
степень диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы к
общему числу растворенных молекул.

число молекул , распавшихся на ионы
,
общее число растворенных молекул
(12.1)
α – выражается в процентах.
По величине α электролиты делятся на три группы:
1. Электролиты, имеющие величину α = 3%, или 0,03, называются слабыми
электролитами.
2. Электролиты, имеющие величину α от 3 до 30% или 0,03 – 0,2, называются
электролитами средней силы.
3. Электролиты, имеющие величину α от 30% до 100%, т.е. от 0,3 до 1 –
называются сильными.
К сильным электролитам относятся практически все соли, гидроксиды
щелочных и щелочно-земельных металлов и некоторые кислоты; например,
соляная, серная, азотная, хлорная.
К слабым электролитам относятся такие кислоты, как угольная, сернистая,
сероводородная, азотистая, синильная, уксусная (и другие) и такие
основания, как гидроксид аммония, гидроксид меди (II), гидроксид железа
(II), гидроксид железа (III) и другие.
12.2.2 Константа электролитической диссоциации
Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс
обратимый. Для уксусной кислоты уравнение электролитической
диссоциации можно записать так:
СН3СООН ↔ СН3СОО - + Н +
Применяя к этому равновесию закон действия масс, получим:
КД 
СН СОО Н   1,8  10

3
СН3СООН 

5
,
(12.2)
Константа равновесия КД характеризует в данном случае
электролитическую диссоциацию СН3СООН и называется константой
диссоциации. Чем больше ее величина, тем более ионизировано соединение.
Для гидроксида аммония КД диссоциации может быть записана:
NH4OH ↔ NH4 + + OH –
NН  OH  ,

КД 
4
NН 4ОН 

(12.3)
Так как константа диссоциации с изменением концентрации раствора
не изменяется, она дает более общую характеристику электролита, чем
степень диссоциации. Это верно, однако, лишь для слабых электролитов,
растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у
сильных электролитов, в виду большой концентрации ионов (α  100%)
начинает сказываться на взаимодействие ионов друг с другом, результатом
чего является отклонение от закона действия масс, и изменяется величина КД.
12.2.3 Смещение равновесия электролитической диссоциации
Благодаря тому, что диссоциация слабого электролита при данной
температуру – величина постоянная, можно искусственно изменить
концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов, что будет
соответствовать смещению равновесия в сторону недиссоциированных
молекул электролита (в сторону обратной реакции – моляризации). Для
смещения равновесия в раствор необходимо ввести одноименные ионы.
12.2.4 Диссоциация воды. Водородный показатель
Применяя закон действия масс к диссоциации самой воды Н 2О ↔ Н
+ОН имеем:
К
Н ОН 

Н   ОН   К  Н О , (4)


или
Н 2О
+

2
Обозначим «К ∙ Н2О» через КВ: получим [Н+] ∙ [ОН-] = КВ.
Величина КВ называется ионным произведением воды. Число КВ можно
найти, т.к. КВ и [H2O] известны:
КВ = 1,86 ∙ 10-16, а [H2O] = 1000 : 18 = 55,56 (число молей в 1 литре воды).
Значит КВ = 1,86 ∙ 10-16 ∙ 55,56 = 1 ∙ 10-14. Для чистой воды при [H+] = [ОН-] =
К В = 10-7 моль/литр. Вместо концентрации ионов водорода указывают ее
десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется
водородным показателем и обозначается через рН:
рН = - lg[H+]
[H+] моль/литр

рН
101 102 103 104 105 106 107
увеличение кислотности
1
2
3
4
5
6
7
[H ] моль/литр
108 109 1010 1011 1012 1013 1014

увеличение щелочности
рН
8
+
9
10
11
12
13
14
В кислой среде
[H+] > 1∙ 10-7 рН < 7
В нейтральной среде [H+] = 1∙ 10-7 рН = 7
В щелочной среде [H+] < 1 ∙ 10-7 рН > 7
Примеры: а) 0,01 М раствор соляной кислоты при диссоциации образует 0,01
моль ионов водорода, а [H+] = 0,01 или 10-2 моль/л и рН = - lg 10-2 = 2.
б) В 0,1 М растворе едкого натра концентрации [ОH-] равна 0,1 или 1 ∙
10-1 моль/л (т.к. NаОН сильный электролит.
Определяем [H+].
Из ионного произведения воды:
Н   1110
10

14
1
 1  1013
и рН = -lg 10-13 = 13.
Практически реакцию среды определяют при помощи индикаторов –
веществ, изменяющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов Н + и
ОН-. Это так называемый колориметрический метод определения рН.
12.3 Экспериментальная часть
12.3.1 Опыт 1. Окраска индикаторов.
В шесть чистых пробирок налейте по 3 мл дистиллированной воды и
прибавьте в три пробирки по капле метилоранжа, а в другие три пробирки –
по капле фенолфталеина.
В пару пробирок (одна с фенолфталеином, другая с метилоранжем)
добавьте по две капли раствора соляной кислоты, а в две другие добавьте по
две капли раствора гидроксида натрия, Запишите в таблицу цвет
индикаторов в различных средах.
Индикаторы
Кислая
Реакция раствора
Нейтральная
Щелочная
1. Фенолфталеин
2. Метилоранж
12.3.2 Опыт 2. Смещение ионного равновесия
а) Налейте в две пробирки по 5 капель 0,1 Н раствора гидроксида
аммония и 2 капли фенолфталеина (ф-ф). Затем в одну пробирку бросьте 2-3
кристаллика хлорида аммония. Несколько раз встряхните пробирку. Отметьте
интенсивность окраски раствора. Гидроксид аммония – слабый электролит. В
его растворе имеет место равновесие:
NH4OH ↔ NH4 + + OH –
Ион ОН- и обуславливает окраску раствора. Добавление NН4Сl,
который диссоциирует на ионы NH4 + и Сl –, значительно увеличивает
концентрацию ионов NH4 + в растворе. Это нарушает равновесие между
молекулами NH4OH и ионами NH4 + + OH –, смещая его влево, т.е. ионы NH4
+
и OH –, соединяются и образуют недссоциированные молекулы NH4OH. В
результате концентрация ионов ОН- в растворе очень сильно уменьшается, и
окраска раствора слабеет (бледнеет).
б) Налейте в две пробирки по 6 капель раствора уксусной кислоты и
одну каплю раствора метилоранжа. Затем в одну из пробирок внесите 2-3
кристаллика ацетата натрия СН3СООNа. Пробирку встряхните несколько раз.
Сравните интенсивность окраски в пробирках. Объясните причину
изменения окраски раствора.
12.3.3 Опыт 3. Амфотерные электролиты
Электролиты, способные в зависимости от условий диссоциировать как
по типу кислоты, так и по типу основания, называются амфотерными.
Примерами могут служить гидроксиды цинка или алюминия.
Налейте в пробирку 3 капли раствора сульфата алюминия или хлорида
цинка и по каплям прибавляйте раствор гидроксида натрия. Образовавшийся
осадок распределите в две пробирки и подействуйте на него – в одном случае
2 Н раствором соляной кислоты, а в другом – 10% раствором гидроксида
натрия.
Составьте уравнения реакций. Почему гидроксид цинка (алюминия)
ведет себя в кислом растворе как основание, а в щелочном растворе как
кислота?
12.3.4 Опыт 4. Электропроводность растворов (групповой)
Опыт проводится в приборе, изображенном на рисунке 1.
Схема установки
1 – электроды
2 – стакан
А – амперметр
V – вольтметр
Рисунок 1
В 6 химических стаканчиков емкостью 250 мл налейте по 150 мл
следующих водных растворов: сахара, глицерина, 1Н уксусной кислоты, 1Н
НСl, 1Н NaOH, 1Н NaCl.
Испытайте последовательно электропроводность этих растворов. Для
этого погрузите электроды в первый раствор так, чтобы нижние части
резиновых трубок оказались ниже уровня жидкости, т.е. чтобы площадь
погруженных в жидкость электродов во всех случаях была одинаковой,
включите ток и запишите показания амперметра. Выключите ток, промойте
электроды дистиллированной водой, после чего переходите к следующей
пробе.
Испытав все растворы, сделайте вывод: растворы каких веществ
проводят электрический ток.
12.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Какие вещества называются электролитами?
2 Дайте определение кислот, щелочей, амфотерных гидроксидов с точки
зрения теории электролитической диссоциации.
3 Степень диссоциации электролитов.
4 Сильные, средние, слабые электролиты.
5 Константа диссоциации слабых электролитов.
6 Смещение состояния равновесия в растворе слабого электролита.
7 Ионное произведение воды. Водородный показатель.
8 Какие ионы образуются при растворении в воде следующих солей:
Na2SO4, AlCl3, K3PO4, Na2HPO4, (CuOH)2SO4.
9 Напишите математическое выражение для констант полной диссоциации
угольной кислоты.
13 РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Лабораторная работа № 10
13.1 Цель лабораторной работы
Ознакомление со свойствами электролитов, составление ионномолекулярных уравнений обменных реакций.
13.2 Теоретическая часть
Так как электролиты в воде диссоциируют на ионы, то реакции между
электролитами в растворе надо рассматривать как процесс взаимодействия
ионов. Реакции, при которых не происходит изменение заряда ионов,
входящих в соединения, называются обменными реакциями. Химические
процессы в этих условиях могут быть выражены уравнениями трех видов:
а) в молекулярное уравнение
AgNO3 + KCl = ↓ AgCl + KNO3
б) полное ионно-молекулярное уравнение
Ag+ + NO3- + K+ + Cl - = ↓ AgCl + K+ + NO3в) сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Ag+ + Cl - = ↓ AgCl
В последнем сокращенном уравнении указываются только те ионы,
которые непосредственно участвуют в реакции.
Такой обмен возможен, если в результате реакции образуются более
прочные соединения, которые в реакциях мы записываем в виде молекул или
сложных ионов. Реакция практически протекает до конца, если в результате
химического взаимодействия происходит образование:
а) труднорастворимого вещества
BaCl2 + Na2SO4 = ↓ BaSO4 + 2 NaCl
Ba2+ + SO42- = ↓ BaSO4
б) слабого электролита (воды, слабых кислот, слабых оснований,
комплексных соединений или ионов и т.п.).
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
NH4+ + OH- = NH4OH
в) газообразных веществ
Na2S + 2 HCl = H2S ↑ + 2 NaCl
S2- + 2 H+ = H2S ↑
Если труднорастворимые вещества или слабые электролиты имеются
как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, то равновесие реакции
смещено в сторону образования более прочного соединения.
Например:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
CH3COOH + Na+ + OH - = CH3COO - + Na + + H2O
CH3COOH + OH - = CH3COO - + H2O
Равновесие реакции смещено в сторону образования более слабого
электролита – воды, но реакция до конца не доходит, так как в правой части
раствора имеется тоже слабый электролит – уксусная кислота.
При написании реакций, идущих с образованием труднорастворимых
веществ, следует пользоваться таблицей растворимости солей (таблица
прилагается).
Таблица 2 – Таблица растворимости солей
Кислоты
Азотная кислота
Соляная кислота
Серная кислота
Угольная кислота
Растворимость солей
Растворимы все соли
Растворимы все соли, кроме AgCl,
PbCl2, Hg2Cl2
Растворимы все соли, кроме BaSO4,
SrSO4, слабо растворима – CaSO4
Из нормальных солей растворимы
только соли Na, K
Фосфорная кислота
Сероводородная кислота
То же самое
Растворимы соли щелочных и
щелочноземельных
металлов,
большинство
других
–
труднорастворимы.
Количественной характеристикой растворимости соединений является
величина произведения растворимости ПР, которая для малорастворимого
электролита есть величина постоянная при данной температуре и равна
произведению концентрации его ионов в насыщенном растворе. Чем меньше
произведение растворимости, тем труднее растворимо данное вещество.
Например, для сульфата бария:
ПР =
C Ba2  C SO2  1,1  10 10
4
(25 0C )
Для сульфата кальция:
ПР =
CCa 2  C SO 2  2,3  10 4
4
(25 0C )
Следовательно, безводный сульфат кальция имеет более высокую
растворимость по сравнению с сульфатом бария.
13.3 Экспериментальная часть
13.3.1 Опыт 1. Реакции с образованием слабого электролита
Из имеющихся на столе реактивов подберите два таких, при
взаимодействии которых получается слабый электролит (каждая группа
предлагает свой вариант). Полученное вещество определите по запаху или
изменению окраски индикатора. Напишите уравнения реакции в
молекулярной и ионно-молекулярной форме, объясните сущность и причину
необратимости данной реакции.
13.3.2 Опыт 2. Реакции с образованием осадков
Подберите из имеющихся на столе такие реактивы, с помощью
которых можно получить малорастворимое вещество (каждая группа
получает осадок, отличающийся от других). Получите осадок того же состава
взаимодействием других веществ. Напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионно-молекулярной форме, объясните сущность реакций
получения малорастворимого вещества. Почему в двух опытах получился
один и тот же осадок?
13.3.3 Опыт 3. Смещение равновесия при растворении осадка.
Получите реакцией обмена гидроксид меди, добавьте к нему раствор
соляной кислоты и наблюдайте процесс растворения осадка. Напишите
молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций. Что является
причиной их практической необратимости?
13.3.4 Опыт 4. Образование осадков и произведение растворимости.
В две пробирки налейте 1,0-1,5 мл 0,005 М раствора нитрата свинца. В
одну из них прибавьте такой же объем 0,05 М раствора хлорида калия, а в
другую – 0,05 М раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал осадок?
Объясните полученный результат, используя значения произведений
растворимости. Составьте уравнения реакций.
ПРPbCl2 = 2,3 ∙ 10 – 4;
ПРPbI2 = 1,4 ∙ 10 –8
(25 0С)
Результаты опытов оформите в виде таблицы:
Название
опыта
Условия
проведения
опыта
Наблюдения
Уравнения
реакций
Выводы
13.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Какие реакции называются ионообменными?
2 В каких случаях реакции обмена в растворах необратимы? Приведите
примеры.
3 Как протекают реакции с участием малодиссоциированных или
малорастворимых соединений?
4 Что называется произведением растворимости?
5 Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию осадков, газов и малодиссоцирующих соединений:
а) FeSO4 + NaOH →
б) K2CO3 + HCl →
в) ZnS + HCl →
г) HCl + KOH →
д) NaNO2 + HCl →
6 Составьте в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются
следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cu2+ + 2OH - → ↓ Cu(OH)2
б) Ni2+ + S2- → ↓ NiS
в) HCO3- + H+ → H2O + CO2 ↑ г) H+ + OH - → H2O
14 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Лабораторная работа № 11
14.1 Цель лабораторной работы
Изучение свойств водных растворов солей, подвергающихся гидролизу;
составление уравнений гидролиза.
14.2 Теоретическая часть
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, в
результате, которого образуется кислота (кислая соль) или основание
(основная соль) и меняется реакция среды.
Гидролизу подвергаются соли, в образовании которых участвовал хотя
бы один слабый электролит. Известно три случая гидролиза солей:
14.2.1 Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным
основанием:
а) основание и кислота одноосновные:
NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2 (молекулярное уравнение)
Na + + NO2- + HOH ↔ Na+ + OH - + HNO2
(ионное уравнение)
NO2 + HOH ↔ OH + HNO2 , рН > 7
(сокращенное ионное
уравнение)
б) основание однооcновное, кислота многоосновна:
(Количество ступеней гидролиза в данном случае определяется основностью
слабой кислоты, но в обычных условиях протекает только первая ступень
гидролиза).
Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3
2 Na+ + CO32- + HOH ↔ Na+ + OH - + Na+ + HCO3CO32- + HOH ↔ OH - + HCO3- , рН > 7
14.2.2 Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной
кислотой:
а) основание и кислота одноосновны:
NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl
NH4+ + Cl - + HOH ↔ NH4OH + H+ + Cl –
NH4+ + HOH ↔ NH4OH - + H+ , рН < 7
б) основание многоосновно, кислота одноосновна:
CrCl3 + HOH ↔ CrOHCl2 + HCl
Cr3+ + HOH ↔ (CrOH)2+ + H+ ,
рН < 7
(количество ступеней гидролиза определяется кислотностью слабого
основания, но в обычных условиях протекает только первая ступень).
14.2.3 Гидролиз, соли образованной слабым основанием и слабой
кислотой:
а) CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
В данном случае оба иона воды связаны ионами соли до слабых
электролитов, и реакция раствора может быть нейтральной, слабокислой,
слабощелочной в зависимости от константы диссоциации продуктов
гидролиза.
б) основание многоосновно, кислота одноосновна:
Al(NO2)3 + HOH ↔ AlOH(NO2)2 + HNO2
Al3+ + NO2- + HOH ↔ HNO2 + AlOH2+ , рН  7
В данном случае реакция определяется так же, как и в выше указанном
примере.
в) основание и кислота многоосновны.
Если кислота летучая, а основание малорастворимо, то гидролиз идет до
конца, т.е. такие соли в растворе существовать не могут.
Al2S3 + 6 HOH = ↓ 2 Al(OH)3 + 3 H2S ↑
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой,
гидролизу не подвергаются, т.к. не образуются малодиссоциируемые
соединения.
Степенью гидролиза называется отношение числа гидролизованных
молей к общему числу растворенных молей:
h
N гидролизов анных
,
N растворенных
(14.1)
Гидролиз – реакция обратимая. Нагревание и разбавление раствора
смещает равновесие гидролиза в сторону прямой реакции, т.е. усиливают
гидролиз.
14.3 Экспериментальная часть
14.3.1 Опыт 1. Гидролиз нормальных (средних) солей
Из имеющихся на столе солей выберите такую, при гидролизе которой
получается щелочная реакция среды. В пробирку с дистиллированной водой
поместите несколько кристалликов этой соли, при помощи индикатора
докажите, что реакция среды стала щелочной. Напишите уравнение реакции
в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
Аналогичный опыт проделайте с другими солями:
а) в результате гидролиза получается кислая реакция среды;
б) в результате гидролиза получается нейтральная среда;
в) гидролиз соли не идет.
Во всех случаях с помощью индикатора покажите, какая реакция среды
получилась в результате гидролиза, объясните протекающие процессы.
Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
14.3.2 Опыт 2. Гидролиз кислых солей.
В пробирку с дистиллированной водой добавьте три капли
фенолфталеина и несколько кристалликов гидрофосфата натрия Na2HPO4.
Сравните интенсивность окраски раствора с окраской раствора средней соли
Na3PO4 из первого опыта.
Составьте уравнение гидролиза гидрофосфата натрия. Объясните,
какие из солей – нормальные или кислые, лучше подвергаются гидролизу и
почему?
14.3.3 Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении и
влияние среды на степень гидролиза.
В стаканчик или колбочку налейте 25 мл водопроводной воды и
добавьте 1-2 капли прозрачного концентрированного раствора нитрата
свинца Pb(NO3)2. Наблюдайте образование осадка основной соли. Составьте
уравнение гидролиза. Добавьте к осадку небольшое количество
концентрированной азотной кислоты. Что наблюдается? Дайте объяснение,
исходя из константы равновесия гидролиза.
14.3.4 Опыт 4. Смещение равновесия гидролиза при изменении
температуры.
Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия и добавьте три
капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на две части, одну из
них оставьте для сравнения, другую – нагрейте до кипения. Сравните окраску
раствора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните
окраску раствора в обеих пробирках, поясните свои наблюдения. Составьте
уравнение гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
Сделайте вывод о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.
14.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что такое гидролиз солей?
2 Какие соли подвергаются гидролизу?
3 Степень гидролиза.
4 Константа равновесия гидролиза.
5 Влияние разбавления на смещение равновесия гидролиза.
6 Влияние изменение температуры на смещение равновесия.
7 Имеются растворы солей NaCl, CuCl2, Na2CO3. В каком случае рН
раствора:
а) меньше 7;
б) больше 7?
Ответ поясните, составив уравнение гидролиза в молекулярной и ионной
форме.
8 Укажите, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу:
K2S, Fe2(SO4)3, MgCl2, Cr(NO3)3, KCl, NaNO3, Na2SiO3. Для каждой из
гидролизующихся солей напишите уравнения гидролиза (для первой ступени
гидролиза).
9 При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S образуется осадок
гидроксида хрома и выделяется газ. Составьте молекулярное и ионномолекулярное уравнение реакции.
15 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Лабораторная работа № 12
15.1 Цель лабораторной работы
Изучение явления комплексообразования; изучение свойств
различных комлексных соединений.
15.2 Теоретическая часть
Комплексными соединениями называются такие соединения, в узлах
кристаллической решетки которых находятся комплексные ионы, способные
к существованию в растворе.
Теорию комплексных соединений выдвинул
А Верне. По
координационной теории комплексных соединений можно привести схему:
K3 Fe(CN )6 
внешняя сфера
координационное
координационное
число
комплексообразователь
лиганды
внутренняя сфера
В растворах комплексные соединения диссоциируют ступенчато:
Ag(NH3 )2  Cl

Ag(NH3 )2  + + Cl-
комплексный
ион
внешняя
сфера
Комплексные ионы диссоциируют как слабые электролиты:
Ag(NH3 )2 
 Ag+ + 2NH 3
Их диссоциация подчиняется закону действия масс, количественно
характеризуется константой нестойкости:
Кнест=
Ag  NH 

2
3
Ag ( NH 3 )2 

 6.8  108
Сложные двойные соли отличаются от комплексных соединений малой
устойчивостью, они при растворении полностью распадаются на
составляющие
ионы (в одну стадию).
Например:
КАI (SO4)2  K+ + Al3+ +2 SO 24 
15.3 Экспериментальная часть
15.3.1 Опыт 1. Образование анионного комплексного соединения.
Налейте в пробирку 1-2 мл. раствора Ag NO3 и добавьте немного
раствора NaCl. К образовавшемуся осадку прилейте раствор тиосульфата
натрия до его растворения. Составьте уравнения реакций.
15.3.2 Опыт 2. Образование катионного комплексного соединения.
Налейте в пробирку 1-2 мл. раствора Си SO4 и прибавьте по каплям
раствор аммиака до образования осадка Си (ОН)2, затем прилейте избыток
раствора аммиака до растворения осадка. Составьте уравнения реакций.
15.3.3 Опыт 3. Различие между простыми и комплексными ионами
железа (111).
А) К 1-2 мл. раствора FeCl3 прилейте немного раствора NH4SCN. Эта
реакция характерна для катиона Fe3+. Напишите уравнение реакции.
Б) Определите, обнаруживается ли катион Fe3+ в растворе
К3 Fe(CN )6  для чего проделайте характерную реакцию на катион Fe3+, как в
опыте 3 А).
В) Налейте в пробирку немного раствора К3 Fe(CN )6  , добавьте раствор
FeSO4 и наблюдайте образование турнбулевой сини. Напишите уравнение
реакции.
Реакция образования турнбулевой сини является характерной для
комплексного иона.
15.3.4 Опыт 4. Гидратная изомерия. Аквакомплекс.
Стеклянной палочкой, смоченной раствором СоСl2, напишите что либо
на листе фильтровальной бумаги, затем подсушите над пламенем спиртовки,
а затем подержите над водяным паром. Что наблюдается? Объясните
происходящее явление.
15.4 Контрольные вопросы и задачи.
1 Какие соединения относятся к комплексным соединениям?
2 Строение комплексных соединений (по координационной теории).
3 Диссоциация комплексных соединений.
4 Константа нестойкости комплексного иона.
5 Номенклатура комплексных соединений.
6 Определите степень окисления и координационное число
комплексообразователя в следующих соединениях и запишите их названия:
А) К АиВr4 
Б) Си 2 Fe(CN )6 
В) Со (NH3 )4  (ОН)2
Г) К3 Со(NO2 )6 
Д) Na 3 Ag (S2O3 )2 
E) Cr ( NH3 )4 ( H 2O)2  Br3
7 Пользуясь таблицей констант нестойкости расположите в порядке
повышения устойчивости следующие ионы: Си(СN ) 4  2-, Ag (NH3 )2  +,
Cu(NH3 )4  2+, HgI 4  2-.
8 Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций между
Си(NO3)2 и К4 Fe(CN )6  .
9 Сколько миллилитров 0,1 Н раствора АgNO3 требуется для осаждения
ионов Сl- из Сr( H 2O)5 Cl  Сl2 содержащегося в 25 мл 0,1 Н раствора?
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный ион
Ag(NO3 )2 
Cu(NH3 )4 2
Cu(CN )4 2 
HgI 4 2 
КНЕСТ
9  108
6  10 36
5  10 28
1  10 30
16 КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ
Лабораторная работа № 13
16.1 Цель лабораторной работы
Ознакомление с метолами получения коллоидных растворов и их
свойствами.
16.2 Теоретическая часть
Коллоидными растворами называют растворы, в которых линейные
размеры частиц дисперсной фазы лежат в пределах от 1 до 100 нм.
Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между
грубой дисперсностью, характерной для взвесей, и молекулярной,
характерной для истинных растворов, поэтому коллоидные растворы
получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц
молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100
нм), либо из взвесей путем дробления грубодисперсных частиц также до
определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают
конденсационные методы (укрупнение частиц) и методы диспергирования
(дробление частиц).
Дисперсная фаза в коллоидном растворе (золе) представлена
коллоидными частицами, в состав которых входит ядро, зарядообразующие
ионы и противоионы. Коллоидные частицы имеют либо положительный,
либо отрицательный заряд, и могут притягивать к себе молекулы воды из
дисперсионной среды ; так создается гидратная оболочка, окружающая
коллоидную частицу.
Примерный состав коллоидной частицы золя Fe(OH)3 можно выразить
формулой
mFe(OH )
3
 nFe3  3(n  x)Cl   yH 2O

3x 
Противоионы Cl-, входящие в состав коллоидных частиц называют
связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной среде.
Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды
называют мицеллой.
Формула
(mFe(OH ) )  nFe
3
3
 3(n  x)Cl   yH 2O

3x 

 3xCl  zH 2O
0
выражает примерный состав мицеллы золя гидроксида железа (III).
Коллоидные растворы
обладают специфическими оптическими,
кинетическими и электрическими свойствами и характеризуются высокой
кинетической и агрегативной устойчивостью. Первая проявляется в том, что
концентрация коллоидных растворов одинакова по всему объему системы и
при правильном хранении не изменяется, а вторая – в том, что частицы
дисперсной фазы в коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются.
Особенно велика агрегативная устойчивость гидрофильных золей. При
длительном хранении они переходят в «студнеобразное» состояние (гель):
золь  гель  твердый коллоид.
При набухании твердого коллоида образуется гель, при нагревании
геля образуется золь.
Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря
агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц, их
слипанию. Этот процесс называется коагуляцией. Коагуляция вызывает
нарушение кинетической устойчивости, которое приводит к образованию
осадка-коагулянта. Этот процесс называется седиментацией.
Примерный состав коагулянта золя гидроксида железа (III) выражается
формулой
mFe(OH )   nFe
3
3
 3nCl 

0
16.3 Экспериментальная часть
16.3.1 Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) методом
конденсации.
Пробирку заполните водой (примерно до половины объема) и поставьте в
горячую водяную баню. Через 5-7 минут внесите в пробирку 2-3 капли
концентрированного раствора хлорида железа . Наблюдайте образование
красно-коричневого золя гидроксида железа (III) . Раствор сохраните для
проведения опыта 5.
16.3.2 Опыт 2. Получение золя гидроксида железа (III)
диспергирования (пептизацией) осадка гидроксида железа (III) .
методом
В стакан объемом 50 мл к 25 мл воды добавьте 10 капель 20% (по массе)
раствора хлорида железа (III) перемешайте содержимое стакана и добавьте по
каплям раствор гидроксида амония до полного осаждения Fe (OH)3.
Осторожно слейте избыток раствора после уплотнения осадка на дне.
Промойте осадок 2-3 раза, добавляя к нему небольшие порции воды и сливая
воду после того, как между ней и осадком четко обозначится граница раздела.
К осадку гидроксида железа прилейте 25 мл воды и 3 капли 20% раствора
хлорида железа (III) , смесь хорошо перемешайте и нагрейте на водяной бане
до получения раствора.
При оформлении результатов 1 и 2 опытов укажите:
- состав ядра коллоидной частицы полученного золя
- состав коллоидной частицы
- состав мицеллы.
16.3.3 Опыт 3. Получение золя желатина из твердого коллоида.
Поместите в пробирку кусочек твердого желатина и прилейте к нему
примерно 10 мл воды. Через 10-15 минут нагрейте пробирку на водяной бане
для ускорения процесса образования коллоидного раствора. Оставьте
пробирку с золем желатина в штативе на 20-30 минут и наблюдайте
образование геля (студня). Составьте схему процессов.
16.3.4 Опыт 4. Получение геля кремниевой кислоты.
Налейте в пробирку примерно 5 мл концентрированного раствора
силиката натрия и 3 мл 20% (по массе) раствора соляной кислоты.
Наблюдайте постепенное застудневание золя кремниевой кислоты
(получение геля).
Составьте уравнение реакции.
16.3.5 Опыт 5. Коагуляция золя действием электролита.
В пробирку с коллоидным раствором, полученным в опыте 1, добавьте
несколько капель концентрированного раствора сульфата алюминия. Через3-5
минут наблюдайте укрупнение частиц и образование осадка. При
оформлении результатов опыта укажите:
- состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы ( до введения
Al2(SO4)3 ; после введения Al2(SO4)3 )
- состав образовавшегося осадка.
16.4 Контрольные вопросы
1 Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами ?
2 Какова дисперсность коллоидных растворов?
3 Каков состав коллоидной частицы?
4 Какова формула мицеллы золя гидроксида железа (III) ?
5 Какие известны методы получения коллоидных растворов?
6 Опишите механизм коагуляции и седиментации коллоидных растворов.
17 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Лабораторная работа № 14
17.1 Цель лабораторной работы
Ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами
металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций.
17.2 Теоретическая часть
Реакции, протекание которых связано со смещением или полным
переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называются
окислительно-восстановительными (О-В). Число электронов, смещенных от
атома (иона) данного элемента (при положительной окисленности) или к
атому (иону) данного элемента (при отрицательной окисленности),
называется степенью окисления (степенью окисленности, окислительным
числом). Степень окисления может быть положительной (электроны
смещены от атома или иона), и отрицательной (электроны смещены к атому
или иону).
Процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления,
называется окислением, а вещества, отдающие электроны, восстановителями.
К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых
характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород,
углерод), некоторые анионы (Cl-, S2-, SO32- и другие), катионы, у которых
степень окисления может возрастать (Fe2+, Sn2+ и др.) и др.
Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления,
называется восстановлением, а вещества, принимающие электроны –
окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы
которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и
VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления
5
( N O3 , Cr2 6O7 2 , Mn  7O4 и др.), высшие оксиды, а также пероксиды.
Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно
протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых
окислители и восстановители представляют собой разные вещества,
называются межмолеклярными. Если окислителями и восстановителями
служат атомы или ионы одной молекулы, то такие реакции называются
внутримолекулярными.
При составлении уравнений О-В реакций помимо общего положения о
том, что число атомов, вступающих в реакцию, должно быть равно числу
атомов, входящих в состав продуктов реакции, надо учитывать и то,что
число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу
электронов, принимаемых окислителем. Для составления уравнения О-В
реакций применяют метод электронного баланса и ионно-электронный метод
(метод полуреакций).
Метод электронного баланса.
При составлении уравнений О-В реакций этим методом обычно
придерживаются следующего порядка.
Составляют схему реакции и подсчитывают степени окисления всех
атомов:
1 7
2
1 1
1 6 2
2 6 2
0
1
6 2
1 2
K Mn O4  K I  H 2 S O 4  Mn S O 4  I 2  K 2 S O 4  H 2 O
Отмечают атомы элементов, которые изменяют свою степень
окисления и указывают окислитель и восстановитель.
Mn+7 →Mn+2 ,
Mn+7 ------ окислитель
I-1 → I20 ,
I-1 ------ восстановитель.
Записывают отдельно процессы окисления и восстановления, при этом
определяют
число
присоединенных
окислителем и
потерянных
восстановителем электронов:
Mn+7 ------ окислитель, Mn+7 + 5 е → Mn+2 (процесс восстановления)
I-1 ------ восстановитель, 2 I-1 –2е → I20 (процесс окисления)
Определяют коэффициенты для окислителя, исходя из того, что число
отданных электронов равно числу присоединенных электронов.
2 │Mn+7 + 5e → Mn+2
5 │2 I-1 –2е → I20, т.е.
2 KMnO4 + 10 KI + H2SO4 → 2 MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + H2O
Коэффициенты перед другими молекулами и атомами уравнения
удобнее расставлять в следующем порядке (не меняя коэффициенты перед
окислителем и восстановителем): уравнять металлы, кислотные остатки,
уравнять водород.
2 KMnO4 + 10 KI + 8H2SO4 → 2 MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
Проверяют правильность подобранных коэффициентов по кислороду,
сумма атомов кислорода левой и правой частей в уравнении должна быть
одинакова (в нашем примере 40 атомов кислорода слева и справа).
17.3 Экспериментальная часть
17.3.1 Опыт 1. Восстановительные свойства металлов.
В три пробирки налейте по 2 мл 0,1 М раствора . В одну пробирку
внесите цинк, в другую – железо, в третью – медь. Запишите наблюдения,
составьте уравнения реакции, объясните результаты опыта.
17.3.2 Опыт 2. Окислительные свойства неметаллов.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора иодида калия и прибавьте такой же
объем хлорной воды. Наблюдайте появление желтой окраски. К полученному
раствору прибавьте 1-2 капли свежеприготовленного раствора крахмала и
убедитесь, что в растворе появился иод. Составьте уравнение О-В реакции,
подбирая коэффициенты методом электронного баланса.
2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2
I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl
17.3.3 Опыт 3. Восстановительные свойства сернистой кислоты.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7),
прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты и затем 1-2 мл раствора
сернистой кислоты (или смесь сульфита натрия с раствором серной кислоты).
Наблюдайте переход оранжевого цвета дихромата калия в зеленый цвет
сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3. Составьте уравнение реакции, методом
электронного баланса, принимая во внимание, что, серная кислота в процессе
реакции расходуется на образование солей K2SO4 и Cr2(SO4)3.
17.3.4 Опыт 4. Окисление соли железа (II) перманганатом калия.
Налейте в пробирку 1-2 мл перманганата калия KMnO4, прилейте 1 мл
разбавленной серной кислоты и 1 мл свежеприготовленного сульфата железа
(II) FeSO4. Наблюдайте исчезновение окраски перманганата.
Образование иона Fe3+ проверьте по качественной реакции на ионы
железа, добавив в раствор несколько капель комплексной соли K4[Fe(CN)6].
2 Fe2(SO4)3 + 3 K4[Fe(CN)6] = ↓ Fe4[Fe(CN)6] + 6 K2SO4
Приготовление свежего раствора сульфата железа (II): в пробирку с 1-2
мл дистиллированной воды внесите несколько кристалликов соли FeSO4.
17.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Дайте определение О-В реакции.
2 Правила определения степени окисления атомов (окислительных чисел).
3 Типы О-В реакций.
4 Что называется окислителем, восстановителем?
5 Какие из приведенных реакций являются О-В:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
ZnO + H2 = Zn + H2O
6 Решить следующие О-В реакции методом электронного баланса:
C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O
H2O2 + KI → I2 + KOH
Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
PbO2 + MnSO4 + HNO3 → HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 +
H2O
18 ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Лабораторная работа №15
18.1 Цель лабораторной работы
Изучение
механизма
действия
изготовление гальванического элемента.
гальванических
элементов,
18.2 Теоретическая часть
В окислительно-восстановительных реакциях перераспределение
электронов между атомами и ионами реагирующих веществ происходит при
непосредственном контакте частиц окислителя и восстановителя. При этом
энергия химической реакции превращается в тепловую и рассеивается в
реакционном сосуде.
Аналогичные окислительно-восстановительные процессы протекают в
устройствах, в которых окислитель и восстановитель непосредственного
контакта не имеют, а переход электронов осуществляется с помощью
металлического проводника (возникает электрический ток).
Приборы,
в
которых
химическая
энергия
окислительновосстановительной реакции превращается в электрическую, называются
гальваническими элементами.
18.2.1 Электродный потенциал металла.
В кристаллической решётке металла существует подвижное равновесие
между ионами металлаими и валентными электронами:
Ме  Меп+ + ne(18.1)
При погружении металла в воду ионы его поверхностного слоя под
действием диполей воды переходят в водную среду в гидратированном
состоянии:
Men++mH2O  Men+  mH2O
(18.2)
Такой переход ионов приводит к образованию двойного
электрического слоя, состоящего из положительных ионов металла в
растворе и свободных электронов в металле, и сопровождается
возникновением скачка потенциала на границе металл-окружающая среда.
Математически это состояние выражается суммарным уравнением:
Men++mH2O  Men+  mH2O + ne(18.3)
Возникающий скачок потенциала называется электродным потенциалом
металла.
Электродный потенциал, соответствующий состоянию равновесия, при
котором скорость перехода ионов в раствор равняется скорости обратного их
осаждения на поверхность металла, называется равновесным потенциалом.
Чем активнее металл, тем больше ионов переходит в окружающую
среду, и тем больше величина отрицательного заряда, возникающего на
металле. Однако во всех случаях концентрация ионов металла в растворе
мала, поэтому, если опускать металл не в воду, а в раствор его соли, то
равновесие (3) сместится влево. Отрицательный заряд на поверхности
активных металлов при этом уменьшится (по сравнению с чистой водой), а
пластинка малоактивного металла даже зарядится положительно. Таким
образом, строение двойного электрического слоя зависит от активности
металла (рис.1).
Ме
активный металл
Ме
малоактивный металл
Рисунок 1.
Стандартным (нормальным) электродным потенциалом называется
электродный потенциал, который имеет металл, опущенный в раствор своей
соли с активностью ионов металла, равной 1 моль/ л при температуре
раствора 25о С.
Потенциал металла в растворе любой концентрации рассчитывается по
формуле Нернста:
= 0 +
0.059
 lg C
n
(18.4)
где 0- стандартный потенциал,
n- заряд иона металла,
С- концентрация ионов металла (активность), моль/ л.
Электродные потенциалы металлов измеряются относительно
потенциала стандартного водородного электрода, который состоит из
платиновой пластинки, покрытой губчатой платиной, опущенной в 1М
раствор серной кислоты. Через раствор серной кислоты пропускают водород
(под давлением 1 атмосфера, при температуре 250С), который адсорбируется
на платиновой пластинке. В результате с раствором соприкасается не
платина, а слой адсорбированного на ней водорода. Водород, как и металлы,
может посылать положительные ионы в окружающий раствор. Скачок
потенциала, соответствующий равновесию: 2Н0 ↔ 2Н + 2е-, при данных
условиях, условно принят равным нулю, а стандартный водородный электрод
принят за электрод сравнения. Если при измерении потенциала электроны
перемещаются от исследуемого электрода, то его потенциал отрицательнее
водородного и имеет знак (-), а если от водородного, то электродный
потенциал металла положительнее и имеет знак (+).
Если расположить металлы в порядке возрастания их стандартных
электродных потенциалов, получается ряд напряжений (ряд активности
металлов).
Электрод
0, в
Электрод
0, в
Li+/Li
- 0.3045
Fe2+/Fe
- 0.44
2+
2+
Ba /Ba
- 2.96
Pb /Pb
- 0.13
+
+
K /K
- 2.92
H /H
0.00
+
2+
Na /Na
- 2.71
Cu /Cu
+ 0.34
2+
+
Mg /Mg
- 2.37
Ag /Ag
+ 0.80
3+
2+
Al /Al
- 1.66
Hg /Hg
+ 0.86
2+
3+
Zn /Zn
- 0.76
Au /Au
+ 1.50
В этом ряду помещён и водород, т.к. его атом, подобно атомам
металлов, теряет свой единственный электрон и переходит в положительно
заряженный ион, т.е. является сильным восстановителем.
Восстановительная способность разных металлов неодинакова, для
реакций в водных растворах она определяется положением металла в ряду
напряжений. Основные практические выводы из ряда напряжений:
А) Чем ближе к началу ряда расположен металл, тем он активнее, тем
труднее восстанавливаются его ионы.
В) Каждый металл вытесняет (восстанавливает) из растворов солей все
металлы, расположенные в ряду напряжений за ним.
С) Водород из кислот вытесняется только металлами, стоящими до
него.
18.2.2 Гальванический элемент.
В основе любого гальванического элемента находится гальваническая
цепь, состоящая из двух частей – внешней и внутренней.
Внешняя гальваническая цепь – это металлический проводник,
соединяющий два электрода, проводимость в ней электронная.
Внутренняя цепь состоит из металлических электродов в контакте с
электролитами, проводимость ионная.
Электролиты двух полуэлементов соединены гальваническим ключом
(U-образная трубка, заполненная раствором электролита).
Электрод, который посылает электроны во внешнюю цепь, имеет знак
(-) и называется анодом. На аноде всегда идет процесс окисления.
Более электроположительный электрод, к которому перемещаются
электроны по внешней цепи, имеет знак (+) и называется катодом.На катоде
всегда идет процесс восстановления.
Каждый
гальванический
элемент
можно
изобразить
электрохимической схемой. Например, для медно-цинкового элемента схема
имеет вид:
A(-) Zn|ZnSO4 || CuSO4|Cu (+)K.
где: |- граница раздела «электрод-электролит»,
||- граница раздела между двумя полуэлементами.
Процессы, происходящие на электродах:
A(-): Zn-2e-=Zn2+ - анодный процесс;
K(+): Cu2++2e-=Cu -катодный процесс.
Гальванический элемент может состоять из двух электродов,
опущенных в один и тот же электролит, при этом в зависимости от характера
электролита на катоде будут восстанавливаться либо ионы водорода (в
кислой среде), либо молекулы кислорода (в нейтральной среде и щелочной
среде). Так при опускании цинковой и медной пластинок, соответственно в
воду и кислоту. получим следующие гальванические элементы:
A(-) Zn| H2O |Cu (+)K
A(-) Zn| H2SO4 |Cu (+)K
2+
A : 2Zn-4e =2Zn
A : Zn-2e-=Zn2+
K : O2+4e-+2H2O= 4OHK : 2H++2e-= H2
Электродвижущей силой элемента (ЭДС) является разность
потенциалов образующих его электродов, а именно ЭДС= Ек-Еа.
Так для гальванического элемента
A(-) Zn| ZnSO4 || CuSO4 |Cu (+)K
1M
1M
ЭДС= +0,34-(-0,76)= 1,1в
18.3 Экспериментальная часть
18.3.1 Опыт 1. Вытеснение металлов из растворов их солей.
Налейте в отдельные пробирки по 1 мл ратсворов солей цинка,
железа(||), свинца и меди. Опустите в каждую пробирку один кусочек какоголибо металла, но так чтобы металл не попал в раствор своей соли. Что
наблюдается? Запишите свои наблюдения в приведенную ниже таблицу,
поставив плюс под ионами металлов, если произошло вытеснение металла из
соли. Вытесненный металл можно увидеть либо в виде темного налета, либо
в виде губки.
Таблица –3.
Ионы металла в растворе
Опускаемый металл
2+
Zn
Fe2+
Pb2+
Cu2+
Цинк
Железо
Свинец
Медь
Соответствуют ли полученные результаты положению металлов в ряду
напряжений?
18.3.2 Опыт 2. Изготовление гальванического элемента.
В U-образную стеклянную трубку, укрепленную на подставке, налейте
примерно на 2 3 электролита (5% раствор NaCl) и добавить 2-3 капли
фенолфталеина в оба колена. Осторожно зачистить концы металлических
пластинок и проводов тонкой наждачной бумагой. Опустите до половины в
оба колена трубки пластинки-электроды из разных металлов. Укрепите
провода у краев трубки (чтобы они не погружались глубже) и соедините
зачищенные концы. Что наблюдается чрез некоторое время? Объясните
процессы, протекающие у электродов. Какой электрод является анодом?
Напишите уравнение анодного и катодного процессов. Присоедините
проводки от электродов к вольтметру. Что наблюдается? Объясните
происходящее явление.
18.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что такое электродный потенциал и как он возникает?
2 Что называется стандартным электродным потенциалом металла?
3 Как устроен стандартный водородный электрод? Для чего он
применяется?
4 Ряд напряжений металлов.
5 Что такое гальванический элемент? Что такое внутренняя и внешняя цепь
гальванического элемента?
6 Какой электрод в гальваническом элементе называется анодом, а какой
катодом? Какие процессы происходят на аноде и на катоде?
7 Что такое ЭДС гальванического элемента? Как её вычислить?
8 Напишите схему гальванического элемента, состоящего из стандартного
водородного электрода и никелевого электрода в 0,0001М растворе
сульфата никеля. Составьте уравнения электродных процессов, вычислите
ЭДС элемента.
19 ЭЛЕКТРОЛИЗ
Лабораторная работа № 16
19.1 Цель лабораторной работы
Ознакомление с процессами, протекающими на электродах при
электролизе водных растворов электролитов, и количественными
характеристиками процесса.
19.2 Теоретическая часть
Электролизом
называется
совокупность
окислительновосстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении
постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
На характер протекания электродных процессов оказывает влияние:
- состав электролита,
- материал электродов,
- режим электролиза (напряжение, плотность тока и так далее).
Катодные процессы – это процессы восстановления.
Заряд катода при электролизе отрицательный, к нему движутся
положительно заряженные ионы – катионы.
При электролизе расплава на катоде восстанавливаются катионы
металлов по реакции:
Men+ + ne = Me0
(19.1)
При электролизе водного раствора на катоде прежде всего будет
восстанавливаться тот окислитель, стандартный потенциал которого
наибольший с учетом перенапряжения.
Катионы металлов с сильно отрицательными потенциалами, например
такие, как Al3+, не восстанавливаются на катоде, в этом случае
восстанавливаются молекулы воды по уравнению:
2 H2O + 2e = H2 + 2 OH –
φ0 = -0,83 в.
(19.2)
Перенапряжением называется превышение потенциала разрядки ионов
над нормальным потенциалом в равновесных условиях.
Катионы металлов с положительными значениями потенциалов (Cu2+ ,
Au3+) восстанавливаются на катоде по уравнению (19.1).
Катионы металлов, занимающих в ряду активности среднее положение
2+
(Mn ), при протекании электролиза восстанавливаются вместе с молекулами
воды, т.е. протекают реакции (19.1) и (19.2).
Если же водный раствор содержит смесь катионов металлов
одинаковой концентрации, то восстановление их на катоде протекает в
порядке уменьшения величины φ0 . Например, из смеси катионов Ag+, Cu2+,
Fe2+ восстановление будет проходить в следующей последовательности:
Ag+ ( φ0 = +0,80 в), Cu2+ ( φ0 = +0,34 в), Fe2+ ( φ0 = -0,44 в).
Анодные процессы – процессы окисления.
Заряд анода положительный, к нему из раствора движутся анионы. При
электролизе водного раствора на аноде, прежде всего, будет окисляться тот
восстановитель, у которого стандартный потенциал наименьший с учетом
перенапряжения. Аноды бывают: нерастворимые (инертные), изготовленные
из угля, графита, платины, иридия, золота; растворимые (металлические),
изготовленные из меди, серебра, цинка, кадмия, никеля, железа и т.д.
При электролизе водных растворов на инертном аноде в случае
кислородосодержащих анионов (NO3-, SO42-, PO43- и др.) происходит
окисление воды по уравнению:
2 Н2О – 4е = О2 + 4 Н+
φ0 = 1,23 в.
(19.3)
При электролизе водных растворов бескислородных кислот или их
солей на инертном аноде происходит окисление аниона. Например,
2 Г - - 2е = Г2
(19.4)
где Г – Cl, Br, I.
В случае растворимого анода, как правило, окисляется металл самого
анода по реакции:
Me0 – ne = Men+
(19.5)
Количественные закономерности электролиза основываются на законах
Фарадея.
Первый закон Фарадея. Масса вещества, выделившегося на электроде,
пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.
Масса вещества, выделившегося при прохождении 1 Кл электричества,
называется электрохимическим эквивалентом.
Второй закон Фарадея. Одинаковые количества электричества
выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы вещества.
При прохождении одного Фарадея электричества ( 1 F = 96500 Кл =
26,8 А ∙ ч) на электроде восстанавливается или окисляется 1 моль
эквивалентов вещества.
Формула, объединяющая оба закона Фарадея, выглядит следующим
образом:
m
MЭ  I  t
,
F
(19.6)
где m – масса вещества, восстановленного или окисленного на электроде;
МЭ – молярная масса эквивалента;
I – сила тока, А;
t – время электролиза, сек;
F – число Фарадея, равное 96500 Кл.
В том случае, если продукт электролиза газообразное вещество, его
объем можно рассчитать по формуле:
V 
VЭ  I  t
,
F
(19.7)
где VЭ – объем молярной массы эквивалентов.
На практике при электролизе выделяется вещества меньше
рассчитанного по законам Фарадея, так как одновременно с основными
процессами протекают
побочные, поэтому очень важной характеристикой является выход по току,
который рассчитывается по формуле:

mФАКТ .
 100%
mТЕОР.
(19.8)
19.3 Экспериментальная часть
19.3.1 Опыт 1. Электролиз водного раствора иодида калия с
нерастворимыми электродами.
1. Составьте схему электролиза раствора иодида калия на угольных
электродах и предложите реактивы для обнаружения продуктов электролиза.
2. Налейте в U-образную трубку 5% раствор иодида калия. Опустите
угольные электроды в оба колена трубки. Добавьте индикатор в прикатодное
пространство. Включите выпрямитель, соблюдая все правила техники
безопасности при работе с электроустановками, и пропустите ток в течение
3-5 минут. Наблюдайте выделение пузырьков газа у катода и окрашивание
раствора. Отключите прибор. Промойте электроды водой и погрузите в
стаканчик с растворами Na2SO3 (какой электрод?) и НСl (какой электрод?) на
4-5 минут. Результаты опыта оформите в виде таблицы.
Схема установки
(рисунок)
Наблюдения
Уравнения
реакций на
электродах
Расчеты
19.3.2 Опыт 2. Электролиз с растворимым анодом.
Налейте в U-образную трубку 1 М раствор серной кислоты. Опустите в
одно колено графитовый, в другое – медный электрод. Включите
выпрямитель (см. оп. 1).
Во время электролиза наблюдайте за
процессом, протекающим на катоде. Обратите внимание на то, что в начале
опыта на катоде выделяются пузырьки водорода, затем по мере окрашивания
раствора в голубой цвет скорость выделения водорода уменьшается, и
одновременно катод начинает покрываться медью. Дайте объяснение этим
явлениям и составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.
Отключите прибор. После окончания опыта погрузите графитовый электрод
на 3-5 минут в 10% раствор азотной кислоты (под тягой) и затем промойте
его водой. Результат опыта сведите в таблицу (см. оп. 1).
19.3.3 Опыт 3. Получение цинка электролизом.
В лабораторный стакан залейте раствор состава: 1 М раствор сульфата
цинка и 1 М раствор серной кислоты. В стакан опустите два графитовых
электрода, укрепленных на крышке (диэлектрик), предварительно
определите массу катода. Включите выпрямитель (см. оп. 1) . Электролиз
проводите при плотности тока на электродах 500 А/м 2 в течение 20-30 минут.
Отключите электролизер, удалите электроды из раствора, осушите катод
фильтровальной бумагой и определите его массу. Рассчитайте теоретическую
массу цинка и выход цинка по току. Результаты опыта сведите в таблицу (см.
оп. 1).
19.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Что называется электролизом?
2 Какова последовательность электродных процессов на катоде? На аноде?
3 Что такое выход по току?
4 В какой последовательности будут разряжаться следующие катионы
металлов на катоде при электролизе Zn2+, Cu2+, Fe2+, Pb2+, если концентрации
их одинаковы?
5 Какой (анодный или катодный) процессы будут совпадать для растворов
следующих пар солей:
а) Na2SO4 и KCl, если анод графитовый,
б) CuSO4 и KNO3, если анод платиновый,
в) Pb(NO3)2 и NaF, если анод никелевый.
6 У какого электрода повысится рН при электролизе раствора CaF2?
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:
1 Коровин Н.В., Мингулина Э.И. , Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по
химии.-М.: В.Ш., 1998.
2 Левант Г.Е., Райцын Г.А. Практикум по общей химии.-М.: В.Ш., 1981.
3 Хомченко Г.П. Практикум по общей и неорганической
применением полумикрометода.-М.: В.Ш., 1980.
4 Глинка Н.Л. Общая химия.-Л.: Химия., 1988.
5 Коровин Н.В. Общая химия.-М., В.Ш.,1998.
химии с