МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ РЫБИНСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АВИАЦИОННАЯ

1
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ
ФЕДЕРАЦИИ
РЫБИНСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АВИАЦИОННАЯ
ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ имени П.А. Соловьева
В.К. Левина, А.А. Судакова, Е.Г.Степанов
ХИМИЧЕСКИЙ ПРАКТИКУМ
Учебное пособие
Рыбинск, 2010
2
УДК 541.18
Левина В.К., Судакова А.А. Степанов Е.Г. Химический практикум:
Учебное пособие. - РГАТА – Рыбинск, 2010. – 111с.
В практикуме представлены лабораторные работы по основным разделам
курса «Химия». Теоретические и практические вопросы рассматриваются в
тесной взаимосвязи. Приведены задачи для самопроверки полученных знаний.
Предназначаются для студентов
специальностей всех форм обучения.
первого
курса
нехимических
СОСТАВИТЕЛИ:
Кандидат химических наук, доцент В.К. Левина
Кандидат химических наук, доцент А.А. Судакова
Доктор технических наук, профессор Е.Г. Степанов
ОБСУЖДЕНО
На заседании кафедры ХЭиБЖ
РЕЦЕНЗЕНТЫ:
1. Кафедра органической и неорганической химии ГОУ ВПО
«Ярославский государственный педагогический университет им. К.Д.
Ушинского», зав.кафедрой, д.х.н., профессор М.В. Дорогов
2. Д.т.н., профессор ГОУ ВПО «Ивановский государственный химикотехнологический университет» Ильин А.П.
РЕКОМЕНДОВАНО
Методическим Советом РГАТА им. П.А. Соловьева
3
Оглавление
Введение .............................................................................................................. 4
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ ВЫПОЛНЕНИИ
ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ............................................................................... 5
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 Классы неорганических соединений ....... 6
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2 Определение эквивалентной массы
металла............................................................................................................... 14
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3 Реакции окисления – восстановления ... 23
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4 Скорость химических реакций ............... 29
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5 Приготовление растворов и определение
их концентрации ............................................................................................... 35
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6 Растворы электролитов ........................... 44
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7 Гидролиз солей ........................................ 50
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №8 Комплексные соединения ....................... 55
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9 Электрохимические процессы ............... 60
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №10 Измерение ЭДС гальванического
элемента и определение изменения энергии Гиббса токообразующей
реакции .............................................................................................................. 67
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 11 Электролиз ............................................ 74
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12 Действие кислот и щелочей на металлы
............................................................................................................................ 86
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №13 Химические свойства элементов,
используемых в производстве радиоматериалов .......................................... 93
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №14 Соединения d-элементов..................... 104
Библиографический список........................................................................... 112
4
Введение
Настоящий химический практикум включает в себя не только
указания к выполнению лабораторных работ, но и конкретные вопросы по
теоретическим основам, поиск ответов на которые способствует развитию
мышления и более осознанному выполнению эксперимента. Такая
постановка лабораторного практикума, по нашему мнению, должна
приблизить выполнение отдельного опыта к самостоятельному
исследованию. Кроме вопросов, практикум содержит задачи для
индивидуальной работы и самоконтроля.
Химический практикум охватывает все основные разделы
программы курса химии: классы неорганических соединений, основные
законы, химическую кинетику и равновесие, энергетику химических
процессов,
растворы,
окислительно-восстановительные
и
электрохимические процессы, свойства элементов, простых и
комплексных соединений.
В процессе выполнения лабораторных работ студенты приобретают
навыки обращения с веществом, знакомятся с химическими и физикохимическими методами исследования и лабораторными измерительными
приборами. Большая часть лабораторных опытов рассчитана на их
индивидуальное выполнение.
Перед лабораторным занятием студент заранее должен изучить
соответствующий теоретический раздел в учебнике, конспекте лекций и
методическое описание лабораторной работы. По выполнению работы
должен составить отчет, в котором указываются.
1. Номер работы и ее название.
2. Дата выполнения.
3. Цель работы.
4. Теоретические основы.
5. Наблюдения и измерения, проводимые в ходе выполнения опытов,
расчеты, выводы.
По окончании работы оформленный отчет представляется
преподавателю для проверки. Тетрадь для лабораторных отчетов должна
быть подписана (указаны фамилия и инициалы студента, группа, название
дисциплины). Записи должны быть выполнены четко и аккуратно.
5
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
ПРИ ВЫПОЛНЕНИИ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
1. Ознакомиться с инструкцией по технике безопасности, которая
вывешивается в лаборатории и специально изучается под руководством
преподавателя во вступительной беседе.
2. Опыты можно начинать только после внимательного ознакомления
с руководством к данной лабораторной работе и выяснения всех
непонятных вопросов у преподавателя.
3. Приступая к выполнению любого опыта, следует ясно представить
все детали его проведения и принять необходимые меры
предосторожности.
4. Следует бережно расходовать материалы, реактивы, воду,
электроэнергию. Для опыта необходимо брать минимальное количество
реактивов.
5. Все ёмкости с реактивами после отбора необходимого количества
реагентов следует сразу закрывать пробками, которые нельзя путать.
6. Категорически запрещается ставить ёмкости с реактивами на книги
и тетради.
7. Все работы с вредными и пахучими веществами проводятся в
вытяжном шкафу.
8. В лаборатории категорически запрещается принимать пищу, не
разрешается курить и громко разговаривать.
9. Уходя из лаборатории, необходимо убрать рабочее место.
6
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
Классы неорганических соединений
1. Цель
работы:
ознакомиться
неорганических соединений и
химические свойства.
с
основными
классами
научиться доказывать их
2. Основы теории
1.1. Основные классы неорганических соединений
К основным классам неорганических соединений относятся оксиды,
гидроксиды 1 (основания), кислоты и соли.
Оксиды – это бинарные химические соединения, состоящие из атомов
какого-либо элемента и кислорода. Оксиды, способные образовывать соли
при взаимодействии с кислотами или основаниями, называются
солеобразующими. Они подразделяются на основные, кислотные и
амфотерные. Несолеобразующих оксидов немного (N2O; NO; CO и др.),
они не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями.
Основные оксиды – это оксиды, которые при взаимодействии с водой
образуют основания, например:
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
При взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами
образуют соли:
MgO+H2SO4 = MgSO4 + H2O
BaO+CO2 = BaCO3
Кислотные оксиды – это оксиды, которые при взаимодействии с
водой образуют кислоты, например:
N2O5+H2O = 2HNO3
SO2+H2O = H2SO3
При взаимодействии с основаниями или основными оксидами
образуют соли:
P2O5 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2+3H2O
SO3+CuO = CuSO4
К гидроксидам относятся основания, кислородосодержащие кислоты и амфотерные гидроксиды.
В настоящем пособии кислородосодержащие кислоты рассматриваются в пункте «Кислоты» вместе
с бескислородными кислотами.
1
7
Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с
кислотами, так и с основаниями (BeO, Al2O3, ZnO, SnO, PbO, Cr2O3),
например:
Al2O3 + 6 HCl  2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O
Если реакция протекает в растворе щелочи, то образуется
комплексная соль. Комплексообразователем является катион алюминия
Al3+:
Al2O3 + 6 NaOH + 3H2O  2Na3[Al(OH)6]
Кислоты – химические соединения, состоящие из атомов водорода и
кислотного остатка. Кислоты делятся на кислородсодержащие: HNO2,
HNO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 и т.д. и бескислородные: HCl,
HBr, HI, H2S. По числу атомов водорода в молекуле различают кислоты
одноосновные, например, хлороводородная (соляная) HCl, азотная HNO 3;
двухосновные, например: серная H2SO4, сернистая H2SO3; трехосновные
(ортофосфорная H3PO4) и т.д.
В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода и
анионы кислотного остатка, например:
H2SO4  H+ + HSO4
HSO4  H+ + SO42
Суммарный процесс диссоциации:
H2SO4  2H+ + SO42
Кислоты взаимодействуют с основаниями или основными оксидами с
образованием соли и воды, например:
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
2HCl + BaO  BaCl2 + H2O
Основания состоят из металла и гидроксогрупп групп ОН, число
которых равно валентности металла. Общая формула оснований Мe(ОН)n.
Количество гидроксильных групп в молекуле основания определяет его
кислотность. Растворимые основания называют щелочами. Их можно
получить взаимодействием соответствующих металлов или оксидов с
водой, например:
2K + 2H2O  2KOH + H2
Na2O + H2O  2NaOH
Основания взаимодействуют с кислотами или с кислотными оксидами
с образованием соли и воды, например:
NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O
8
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O
В водных растворах основания диссоциируют на катионы основного
остатка и анионы гидроксогрупп:
Ba(OH)2= ВаOH++OHBaOH+ = Ba2+ + OHBa(OH)2  Ba2+ + 2OH– суммарный процесс
Малорастворимые основания получают действием растворов щелочей
на растворы солей, например:
CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + 2Na2SO4
Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в вводных
растворах как по типу кислот, так и по типу оснований, например:
3H+ + [Al(OH)6]3–  Al(OH)3  Al3+ + 3OH–
Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами,
так и щелочами с образованием соли, например:
2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O
Al(OH)3 + 3NaOH  Na3[Al(OH)6]
Соли – это продукты взаимодействия кислот с основаниями. Соли
бывают средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли состоят
из катиона металла и аниона кислотного остатка:
Al2(SO4)3  2Al3+ + 3SO42–
Средние соли могут быть получены полным замещением катионов
водорода в кислоте на катионы металла:
3NaOH + H3PO4  Na3PO4 + 3H2O
Кислые соли являются продуктом неполного замещения катионов
водорода в многоосновной кислоте на катионы металла.
H3PO4 + 2NaOH  Na2HPO4 + 2H2O
изб.
недост.
гидрофосфат натрия
Кислые соли могут также быть получены при действии
многоосновной кислоты на среднюю соль, образованную этой же
кислотой:
BaCO3 + H2CO3  Ba(HCO3)2
гидрокарбонат бария
Кислые соли, как правило, диссоциируют ступенчато.
Na2HPO4  2Na+ + HPO42–
Диссоциация аниона кислотного остатка по второй ступени проходит
незначительно и этот процесс обратим:
HPO42  H+ + PO43
9
Основные соли – продукт неполного замещения групп ОН–
многокислотного основания на анионы кислотного остатка:
Cu(OH)2 + HCl  CuOHCl + H2O
изб.
недост.
Основную соль можно получить также действием щёлочи в
недостатке на среднюю соль:
CuSO4 + 2NaOH  (CuOH)2SO4 + Na2SO4
Основные соли диссоциируют ступенчато.
CuOHCl  CuOH+ + Cl–
Диссоциация катиона основного остатка по второй ступени проходит
значительно слабее:
CuOH+  Cu2+ + OH–
Рассмотрите превращения веществ, протекающих по схеме. Приведите
уравнения соответствующих реакций в молекулярной форме
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Цепочка превращений
PbO →Pb(NO3)2→Pb(OH)2→Na2 [Pb(OH)4]→PbSO4
Sn→SnCl2→Sn(OH)2→K2 [Sn(OH)4]→Sn(NO3)2
Al→Al2(SO4)3→Al(OH)3→Na3[Al(OH)6]→AlCl3
Fe→FeCl2→Fe(OH)2→Fe(OH)NO3→Fe(NO3)2
Cu→CuSO4→Cu(OH)2→(CuOH)2SO4→Fe(NO3)2
Ni→NiSO4→Ni(OH)2→NiOHCl→NiCl2
CaO→Ca(OH)2 →Ca(H2PO4)2→Ca3(PO4)2→CaCl2
Сr2(SO4)3→Cr(OH)3→Na3[Cr(OH)6]→CrCl3→Cr(NO3)3
BeO→BeCl2→Be(OH)2→K2 [Be(OH)4]→BeSO4
CaO→CaCO3→Ca(HCO3)2→CaCO3→CaCl2
H3PO4→Сa(H2PO4)2→CaHPO4→Сa3(PO4)2→Ca(NO3)2
PbO→Na2 [Pb(OH)4]→Pb(NO3)2→Pb(OH)2→PbOHCl
CrCl3→Cr(OH)3→CrOHSO4→Cr2(SO4)3→Cr(OH3)3
ZnO→Zn(NO3)2→Zn(OH)2→Na2[Zn(OH)4]
Si→Na2SiO3→H2SiO3→SiO3→CaSiO3
3. Экспериментальная часть.
Вариант 1
Опыт 1–1. Взаимодействие основного оксида с водой
В пробирку внести один микрошпатель порошка оксида магния,
прилить до 1/3 пробирки воды и добавить 1-2 капли фенолфталеина.
Пробирку нагреть. Как изменится цвет индикатора при нагревании?
Записать уравнение реакции. Сделать выводы.
10
Опыт 1–2. Взаимодействие щелочи с кислотой
В пробирку налить 4-5 капель раствора гидроксида натрия и прилить
1-2 капли фенолфталеина. Отметить цвет раствора. Затем в пробирку
добавить по каплям разбавленный раствор серной кислоты до
исчезновения окраски раствора. Записать уравнение реакции в
молекулярной и ионной форме. Сделать вывод.
Опыт 1–3. Взаимодействие соляной кислоты с металлами
В пробирки с раствором соляной кислоты положить небольшие
количества металла (железо, медь) Какие из взятых металлов
взаимодействуют с соляной кислотой? Написать возможные уравнения
реакций. Сделать выводы.
Опыт 1–4. Получение кислой соли
В пробирку налить 3-4 мл раствора гидроксида кальция Са(OH)2
(известковой воды) и пропустить через него углекислый газ из аппарата
Киппа до растворения первоначально образующегося осадка. Описать
наблюдаемые явления. Составить уравнения реакций. Сделать выводы.
Опыт 1–5. Получение основной соли
В пробирку с 2 мл 10%-ного раствора хлорида кобальта CoCl2
прибавить по каплям раствор щелочи до появления фиолетово-синего
осадка основной соли. Добавить избыток 10%-ного раствора щелочи до
изменения цвета осадка. Сделать выводы.
Вариант 2
Опыт 2–1. Получение кислотного оксида разложением соли
(демонстрационный)
В сухую пробирку насыпать 2-3 микрошпателя дихромата аммония.
Пробирку закрыть пробкой с отводной трубкой. Нагревать пробирку до
изменения цвета порошка. К отводной трубке поднести тлеющую
лучинку, которая гаснет. Какой газ выделяется из пробирки? Отметить
цвета исходной соли и образовавшегося оксида хрома (III). Записать
уравнение реакции. Сделать выводы.
Опыт 2–2. Получение нерастворимых оснований
11
В пробирки с раствором хлорида железа (III) FeCl3 прилить раствор
щелочи до выпадения осадка. Отметить окраску раствора и цвет осадка.
Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме. Сделать
выводы.
Опыт 2–3. Взаимодействие металлов с растворами солей
В отдельные пробирки с растворами сульфата меди CuSO4 и
сульфата цинка ZnSO4 опустить железный гвоздик. Описать наблюдаемое.
Составить уравнения реакций. Почему во 2-й пробирке реакция не идет?
Опыт 2–4. Получение солей реакциями обмена
В пробирку с раствором хромата калия K2CrO4 прилить 3-4 капли
хлорида бария. Отметить цвет осадка. Записать уравнение реакции в
молекулярной и ионной форме. Сделать выводы.
Опыт 2–5. Взаимодействие солей с кислотами
В пробирку поместить 1-2 микрошпателя карбоната кальция CaCO3
и прилить раствор соляной кислоты до растворения осадка. Какой газ
выделяется из пробирок? Поднести к нему смоченную водой лакмусовую
бумажку. Описать наблюдаемое. Составить уравнения реакций в
молекулярной и ионной форме. Сделать выводы.
Вариант 3
Опыт 3–1. Взаимодействие основного оксида с кислотой
В пробирку внести микрошпатель порошка оксида магния и
прибавить разбавленной соляной кислоты.
Написать уравнение реакции. Описать наблюдаемые явления и
сделать соответствующие выводы.
Опыт 3–2. Получение соли взаимодействием кислотного оксида
и основания
Налить в пробирку немного раствора Са(ОН)2 и пропустить через
него углекислый газ из аппарата Киппа до появления осадка карбоната
кальция.
Написать уравнение химической реакции. Описать наблюдаемые
явления и сделать соответствующие выводы.
12
Раствор с осадком сохранить для получения кислой соли (см. опыт 3-3).
Сделать выводы.
Опыт 3–3. Получение кислой соли
В пробирку с осадком карбоната кальция, полученным в опыте 3–2,
пропускать СО2 из аппарата Киппа до растворения осадка. Описать
наблюдаемые явления. Составить уравнение реакции. Сделать выводы.
Опыт 3–4. Получение амфотерного гидроксида и исследование
его свойств
В две пробирки с растворами сульфата алюминия добавить по
каплям раствор щелочи до выпадения осадка гидроксида алюминия. Затем
в первую пробирку прибавить раствор соляной кислоты, а во вторую –
избыток щелочи до растворения осадков. Объяснить наблюдаемое.
Записать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Сделать
вывод.
Опыт 3–5. Взаимодействие солей с гидроксидом аммония
В отдельные пробирки прилить по 3-4 капли раствора сульфата меди
и добавить по каплям раствор аммиака до появления осадка. Затем к
осадку прилить избыток раствора аммиака до его растворения. Отметить
цвет осадка и раствора. Написать уравнения реакций: а) образования
осадка Cu(OH)2 и б) комплексного соединения [Cu(NH3)4](OH)2 при
избытке аммиака в молекулярной и ионной форме. Сделать выводы.
Вариант 4
Опыт 4–1. Получение основного оксида разложением нерастворимого
основания
В пробирку с раствором сульфата меди прилить избыток раствора
гидроксида натрия до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем
пробирку нагреть на пламени горелки до образования черного оксида
меди. Записать уравнения реакций образования гидроксида меди в
молекулярной и ионной форме и его разложения. Сделать выводы.
Опыт 4–2. Получение амфотерного гидроксида и исследование
его свойств
В две пробирки с растворами сульфата цинка добавить по каплям
раствор аммиака до образования осадка гидроксида цинка. Затем в первую
пробирку прибавить раствор соляной кислоты, а во вторую – избыток
13
щелочи до растворения осадков. Объяснить наблюдаемое. Записать
уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Сделать выводы.
Опыт 4–3. Взаимодействие соли с кислотой
В одну пробирку прилить 3-4 капли раствора хлорида бария BaCl2.
Добавить раствор серной кислоты H2SO4. Записать уравнение реакции в
молекулярной и ионной форме.
Опыт 4–4. Получение кислой соли
В пробирку прилить баритовой воды Ba(OH)2 и пропускать через нее
углекислый газ из аппарата Киппа до растворения образовавшегося
первоначально осадка. Описать
наблюдаемое. Записать уравнения
реакций. Сделать вывод.
Опыт 4–5. Получение солей реакциями обмена
В пробирку прилить по 3-4 капли раствора нитрата серебра и
добавить по каплям до образования осадка хромата калия K2CrO4. Указать
цвет осадка. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной
форме.
14
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2
Определение эквивалентной массы металла
1. Цель работы: ознакомиться с методом определения эквивалентной
массы металла по объему водорода, вытесненного из кислоты, и
усвоить расчеты по закону эквивалентов.
2. Основы теории
Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются
друг с другом в строго определенных количественных соотношениях.
Поэтому в химии были введены понятия эквивалента и эквивалентной
массы (слово «эквивалентный» в переводе означает «равноценный»).
В настоящее время эквивалентом элемента (Э) называют такое его
количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или
замещает тоже количество атомов водорода в химических реакциях.
Эквивалентная масса 1 моля атомов водорода равна 1 г,
эквивалентная масса атомов кислорода равна 8 г, так как эквивалентная
масса химического элемента равна молярной массе его атомов, деленной
на валентность элемента в данном соединении:
М
МЭ 
В
(1)
где М Э – эквивалентная масса элемента, г/моль; М – молярная масса
атомов элемента, г/моль; В – валентность элементов.
Таким образом, М Э – эквивалентная масса вещества (или молярная
масса эквивалента), это такое количество вещества, которое
взаимодействует (или замещает в реакции) с 1 г водорода (молем атомов
водорода) или с 8 г кислорода (0,5 моля атомов кислорода).
15
Например, в соединениях НСl, Н2S, NH3, CH4 эквивалентные массы
хлора, серы, азота, углерода соответственно равны 35,5 г/моль, 16г/моль,
4,67 г/моль и 3 г/моль.
Эквивалентные массы сложного веществ вычисляют по формулам:
М Э (кислоты) = М (кислоты) / основность кислоты
М Э (основания) = М (основания) / кислотность основания
М Э (оксида) = М Э (элемента) + М Э (О)
М Э (соли) /М (соли)· (валентность металла· число атомов металла)
Введение в химию понятия «эквивалент» позволило сформулировать
закон, называемый законом эквивалентов.
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах,
пропорциональных их эквивалентам.
При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой
формулировкой закона эквивалентов:
Масса (объемы) реагирующих друг с другом
веществ
пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
m( A) M Э ( A)
m( A) M Э ( A)


,
(2)
,
(3)
0
m( B) M Э ( B)
V
(
B
)
V ( B)
Э
0
V 0 ( A) VЭ ( А)

,
V 0 ( B ) VЭ 0 ( В )
где VЭ 0 ( А) , VЭ 0 ( В) – объем эквивалентной массы газообразных веществ
А и В при нормальных условиях (н. у.). Для водорода он равен
11,2 л/моль, для кислорода – 5,6 л/моль.
Рассмотрите вопросы:
1. Что называется эквивалентом вещества?
2. Что такое эквивалентная масса вещества?
3. Как определить эквивалентные массы кислоты, основания, соли в
обменных реакциях?
4. Рассчитайте эквивалентные массы исходных веществ в реакциях
обмена:
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O
16
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O
Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3+ 3H2O
Mn(OH)2+ H2SO4 = Mn(HSO4)2 + H2O
Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 +2H2O
5. Всегда ли эквивалент и эквивалентная масса является постоянными
величинами? Приведите примеры.
6. К 1 г соляной кислоты прибавили раствор, содержащий 1г гидроксида
натрия. Будет ли полученный раствор нейтральным, кислым или
щелочным? Приведите расчет.
3. Экспериментальная часть.
В данной лабораторной работе определение эквивалентной массы
металла основано на реакции растворения известной массы металла
(навески) в избытке соляной кислоты НСl. В процессе выполнения опыта
измеряют объем вытесненного водорода (рис.1).
Прибор для определения эквивалентной
массы металла состоит из бюретки [1] на
25мл и уравнительного сосуда [2] ,
соединенных внизу резиновой трубкой [3] и
наполненных водой.
Верхний конец бюретки резиновой
трубкой соединен со стеклянным тройником
[4], к отросткам которого присоединена
колбочка [5] объемом 20 – 30 мл и пробирка
[6] объемом 4 – 5 мл.
Рис.2.1. Прибор для определения
эквивалентной массы металла
Порядок выполнения работы
3.1. Колбочку [5] и пробирку [6] отсоединить от прибора.
3.2. Уравнительный сосуд [2] вместе с лапкой штатива поднять и
закрепить в верхнем положении так, чтобы уровень воды в бюретке [1]
установился приблизительно на нулевом делении.
3.3. Отросток тройника, к которому присоединяется колбочка, тщательно
протереть фильтровальной бумагой для удаления капель жидкости.
3.4. В колбочку [5] внести навеску металла (получить у преподавателя) и
присоединить колбочку к прибору.
17
3.5. В пробирку [6] налить около 4 мл 10% раствора соляной кислоты
(≈ 3/4 объема пробирки) и присоединить к прибору.
3.6. Проверить герметичность прибора. Для этого переместить
уравнительный сосуд [2] вместе с лапкой штатива так, чтобы уровень
воды в нем стал на 5 – 10 см выше, чем в бюретке[1]. Если разница в
уровнях не изменяется, прибор исправен («держит»); если уровень в
бюретке [1] совпадает с уровнем жидкости в уравнительном сосуде, то
прибор негерметичен, пропускает воздух, о чем следует сказать
лаборанту.
3.7. Если прибор герметичен, то привести воду в бюретках к одинаковому
уровню путем перемещения уравнительного сосуда [2] .Отметить
уровень воды в бюретке [1] . Отсчет производить по нижнему мениску
воды с точностью до 0,1 мл.
3.8. Пробирку [6] наклонить так, чтобы кислота перелилась в колбочку [5]
с металлом. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды из
бюретки [1]. По окончании реакции опустите уравнительный сосуд [2]
до уровня воды в бюретке [1] и дайте колбочке охладиться до
комнатной температуры.
3.9. Приведите воду в бюретках к одинаковому уровню. Запишите новый
уровень воды в бюретке [1]. Почему после реакции уровни воды в
бюретках нужно уравнять обязательно?
3.10. По разностям уровней воды до и после реакции рассчитайте объем
выделившегося водорода (V).
Опытные данные записать в табл. 1.
Таблица 1
Измеряемая величина
Масса металла, г
Температура опыта, оС
Абсолютная температура, К
Атмосферное давление,(мм рт. ст.)
Упругость пара над водой при температуре
опыта, (мм рт. ст.)
Парциальное давление газа, (мм рт. ст.)
Объем выделившегося газа при температуре
опыта, мл
Объем выделившегося газа при нормальных
условиях, мл
Масса выделившегося газа, г
Молярная масса газа, г/моль
Молярный объем эквивалента водорода, л/моль
Обозначение
mMe
t
T
P
Р(Н2О)
P(Н2)
V(Н2)
Vо(Н2)
m(Н2)
М(Н2)
VЭо ( Н2)
Числовые значения
18
4. Обработка опытных данных.
4.1. Первый способ расчета эквивалентной массы металла – по
эквивалентному объему выделившегося газа.
1. Привести объем выделившегося водорода к нормальным условиям
по уравнению газового состояния
V0  Р0 V  P
V  P( H 2 )  Т 0

; отсюда V0 
(4)
Т0
T
Р0  T
где
V0 – объем водорода при н.у., мл; Р0 –парциальное давление
водорода при н.у., равное 101,3 кПа или 760 мм рт. ст.; Т0 – температура,
273 К; V – объем водорода при данных условиях, мл; Т – температура
опыта, равная ( t + 273) К; р( H 2 ) – парциальное давление водорода при
условиях опыта.
Когда вода в бюретках 1, 2 находится на одном уровне, то
атмосферное давление равно Р = р( H 2 ) + р( H 2О) . Отсюда, парциальное
давление водорода равно разности между атмосферным давлением и
упругостью водяных паров ( р - р( H 2О) ).
р( H 2О) – упругость водяных паров (табл. 2).
2. Вычислить
эквивалентную
массу
металла
по
закону
эквивалентов (3):
m( Me)  VЭ0 ( Н 2 )
,
M Э ( Me) 
V0 ( H 2 )
где VЭ0 Н 2  = 22,4/2 = 11,2 л/моль.
Таблица 2
Упругость насыщенных паров воды
Температур,
°С
-10
-9
-8
-7
-6
-5
-4
-3
-2
Упругость,
мм рт. ст.
2,05
2,13
2,32
2,53
2,76
3,01
3,28
3,57
3,68
Температура,
°С
4
5
6
8
9
10
11
12
Упругость,
мм рт.ст.
6,1
6,6
7,0
7,5
8,0
8,6
9,2
9,8
10,5
Температура,
°С
18
19
20
21
22
23
24
25
26
Упругость,
мм рт. ст.
15,5
16,5
17,5
18,7
19,8
21,1
22,4
23,8
25,2
19
-1
0
1
2
3
4,22
4,58
4,9
5,3
5,7
13
14
15
16
17
11,2
12,0
12,8
13,6
14,5
27
28
29
-
26,7
28,4
30,1
-
4.2. Второй способ расчета эквивалентной массы металла – по массе
выделившегося газа.
1. По уравнению Менделеева-Клапейрона рассчитать массу
выделившегося газа (водорода):
PV 
mH 2
M H2
RT ,
(5)
где R = 8,314 Дж/мольК.
2. Далее по закону эквивалентов рассчитать эквивалентную массу
металла (уравнение 2)
M Э ( Me) 
m( Me)  M Э ( Н 2 )
,
m( H 2 )
где M Э ( H 2 ) =1г/моль.
4.3. Расчет ошибки опыта
По найденной эквивалентной массе металла M Э и валентности В
(спросить у преподавателя) вычисляют молярную массу атома металла
(Mе)
и по периодической системе элементов Д. И. Менделеева
определяют, какой был дан металл.
Рассчитать теоретическое (табличное) значение эквивалентной массы
металла:
M ( Me)
M Э ( Me) табл. 
В
и вычислить относительную ошибку опыта, %
( М Э ( табл )  М Э )
% 
100%
М Э ( табл )
Типовой
расчет
Пример
В результате опыта было установлено, что 0,322г (m) двухвалентного
металла вытеснили из кислоты 119,8 см3 водорода (V) , собранного над
20
водой при 180С (291 К) и давлении Р = 755,5 мм рт. ст. Определить
эквивалентную массу металла и его название.
Решение
Первый способ
1. Прежде приведем объем водорода V к нормальным условиям V0 .
Из уравнения (4):
V ( H 2 )  р( H 2 )  T0 119,8  (755  15,5)  273
V0 ( Н 2 ) 

 109,43см3
P0  T
760  291
2. Из закона эквивалентов (3) находим эквивалентную массу металла
m  VЭ0 ( Н 2 ) 0,322  11200
М Э ( Ме) 

 32,96 г
10943
V 0 (Н 2 )
По валентности В и эквивалентной массе МЭ(Ме) находим молярную
массу атома металла из формулы (1)
г
М(Ме)= М Э (Ме) ∙В = 2 ∙ 32,96 = 65,92
моль
В периодической системе элементов Д.И. Менделеева близкую к
найденной атомной массе имеет цинк Zn (А табл = 65,37). Находим
65,37
г
M Э ( Me) табл. 
 32,68
.
2
моль
3. Относительная ошибка опыта равна
( М Э ( табл )  М Э )
32,68  32,96
% 
 100% 
 100%  0,85%
М Э ( табл )
32,68
Итак, была определена эквивалентная масса цинка с относительной
ошибкой 0,85%.
Второй способ
1. Парциальное давление водорода р(Н2) следует выразить в паскалях
2
(н/м ), а объем V в м3. Парциальное давление водорода в мм. рт. столба
равно р( Н 2 ) = 755,5-15,5 = 740 (мм. рт.ст) или
740
р( Н 2 ) 
 101325  98658,55 (н / м 2 )
760
V(H2)=119,8·10-6 (м3)
Рассчитаем массу выделившегося водорода из уравнения (5)
21
p( H 2 )  V ( H 2 )  M ( H 2 ) 98658,55  119,8  10 6  2
m( Н 2 ) 

 0,0098 ( г )
R T
8,31  291
2. По закону эквивалентов (2) находим эквивалентную массу металла
m( Me)  M Э ( Н 2 ) 0,322  1
М Э ( Ме) 

 32,86 ( г / моль)
m( H 2 )
0,0098
3. Рассчитываем ошибку
32,68  32,86
% 
 100%  0,55%
32,68
5. Задачи для самопроверки
1. Мышьяк образует два оксида. Массовая доля кислорода в них
соответственно равна 34,8 и 24,3%. Рассчитайте молярную массу
эквивалента мышьяка в этих оксидах и составьте формулы
оксидов.
Ответ:15,32 и 24,92 г/моль.
2. Один оксид марганца содержит 22,56% кислорода, а другой50,5%.Вычислите молярные массы эквивалентов марганца в этих
оксидах и составьте их формулы.
Ответ: 27,46 и 7,84 г/моль.
3. Молярная масса эквивалента трёхвалентного металла равна 9 г.
Вычислите атомную массу металла, молярную массу эквивалента
его оксида и массовую долю кислорода в оксиде. Составьте
формулу оксида.
Ответ: 27 г/моль, 17 г/моль, 89%.
4. Одна и также масса металла соединяется с 1,591 г галогена и с
70,2 см3 кислорода, измеренного при н.у. Вычислите молярную
массу эквивалента галогена.
Ответ:126,9 г/моль.
5. Определите молярную массу двухвалентного металла, если 14,2 г
оксида его образуют 30,2 г сульфата металла.
Ответ: 55 г/моль.
6. Рассчитайте молярную массу эквивалента кислоты, если на
нейтрализацию 18 г её израсходовано 16 г гидроксида натрия.
Ответ: 45 г/моль.
22
7. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой
выделяется 4,03 л водорода, измеренного при н.у. Определите
молярную массу эквивалента и атомную массу металла.
Ответ: 9 и 27 г/моль.
8. 7 г железа вытесняют из кислоты 2,8 л водорода, измеренного
при н.у. Определите молярную массу эквивалента металла и его
валентность.
Ответ: 28 г/моль, 2.
9. Сульфид металла (II) содержит 35,23% серы. Определите
молярную массу эквивалента металла, если молярная масса
эквивалента серы равна 16 г/моль.
Ответ: 29,4 г/моль.
10. Из 0,4635 г оксида металла получено 0,4315 г металла.
Определите молярную массу эквивалента металла и составьте
формулу оксида, если валентность металла равна I .
Ответ: 107,88 г/моль.
11. 0,291 г меди растворили в азотной кислоте, полученную соль
разложили, в результате получили 0,364 г оксида меди.
Определите молярную массу эквивалента меди и её валентность.
Ответ: 31,89 г/моль, 2.
12. Молярная масса эквивалента некоторого элемента равна 25
г/моль. Вычислите: а) массовую долю (%) кислорода в оксиде
этого элемента; б) объём водорода, который потребуется для
восстановления 0,5 г оксида.
Ответ: а) 32%, б) 0,17 л.
13. При восстановлении 0,295 г оксида олова водородом получено
0,07 г воды. Определите молярную массу эквивалента олова и
составьте формулу оксида.
Ответ: 29,93 г/моль.
14. Определите молярную массу эквивалента металла, если 0,92 г
его вытесняют из кислоты 114 см3 водорода, измеренного при н.у.
Ответ: 90,39 г/моль.
15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий
2,98 г хлорида некоторого одновалентного металла, образуется
2,2 г его сульфида. Вычислите молярную массу эквивалента
металла.
Ответ: 45,15 г/моль.
23
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3
Реакции окисления – восстановления
1.
Цель работы:
усвоить сущность реакции окислениявосстановления и приобрести навыки подбора коэффициентов к
уравнениям этих реакций.
2.
Основы теории
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления
элементов, называются окислительно-восстановительными.
Процесс
отдачи электронов атомом, молекулой или ионом
называется окислением, а процесс присоединения электронов атомом,
молекулой или ионом – восстановлением.
Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны в ходе
реакции, называются восстановителями. Восстановитель, отдавая
электроны, окисляется, степень окисления его при этом повышается.
Например:
2Сl- - 2е
Сl20 – окисление
восстановитель
Mg0 – 2е
Mg2+ – окисление
восстановитель
Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны в
процессе реакции, называются окислителями. Окислитель, присоединяя
электроны, восстанавливается, степень окисления его при этом
понижается. Например:
Сl20 + 2е
2Сl- – восстановление
окислитель
24
Fe3+ + 1е
Fe2+ – восстановление
окислитель
Типичными восстановителями являются почти все металлы и многие
неметаллы (С, Н2 и др.) в свободном состоянии; отрицательно заряженные
ионы (S2-, I-, PH3 и др.); катионы степень окисления которых может
возрасти (Sn2+, Fe2+,Cu2+ и др.); сложные ионы и молекулы, содержащие
атомы в промежуточной степени окисления. В лаборатории в качестве
восстановителей обычно применяют следующие кислоты и их соли: H2SO3
(Na2SO3), HI (KI), H3PO3(Na3PO3), HNO2(NaNO2). Для проведения
восстановления при высоких температурах часто используют С, СО, Н2.
Окислителями могут быть атомы и молекулы некоторых неметаллов
(в первую очередь галогены и кислород); сложные ионы и молекулы,
содержащие атомы элементов в высшей и в одной из наиболее высоких
степеней окисления (MnO4-, NO3-, SO42-, Cr2O7-2, PbO2 и др.); положительно
заряженные ионы металлов (Fe3+,Au3+,Hg2+, Bi3+ и др.). В лаборатории в
качестве окислителей чаще всего применяют: КMnO4, K2Cr2O7, HNO3,
H2SO4конц. , H2O2, Br2(бромная вода).
Следует иметь в виду, что характер многих окислительновосстановительных реакций зависит от характера среды, в которой они
протекают. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную
серную кислоту.
В любой окислительно-восстановительной реакции общее число
электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов,
принятых окислителем (правило электронного баланса).
Метод электронного баланса. Подбор коэффициентов согласно
этому методу осуществляется в следующей последовательности:
1)
определяют степень окисления тех элементов, которые
изменяли ее в процессе реакции;
2)
определяют изменения, происшедшие в значениях степеней
окисления, и записывают выявленные перемещения электронов в виде
электронных уравнений, соблюдая законы сохранения числа атомов и
заряда в обеих частях уравнений;
3)
на основе правила электронного баланса определяют по
наименьшему кратному общее число перемещающихся электронов и
находят коэффициенты (множители) для окислителя и восстановителя.
Проставляют найденные коэффициенты перед соответствующими
веществами в уравнении реакции;
4)
уравнивают атомы других элементов, участвующих в реакциях;
25
5)
в последнюю очередь проверяют баланс атомов водорода,
недостающее число атомов водорода компенсируют. Добавляя
соответствующее число молекул воды (в левую или правую часть
уравнения);
6)
суммарная проверка всего уравнения путем общего баланса
атомов кислорода.
ПРИМЕР 1. Методом электронного баланса подобрать коэффициенты
к окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме:
К2Сr2+6O7 + H2S2- +H2SO4
Cr2+3(SO4)3 + S0 + K2SO4 + H2O
1)
Из схемы уравнения видно, что в ходе реакции изменяются
степени окисления хрома и серы, так как видоизменяется состав
соединений, образуемых ими. Определяем с.о. (степень окисления) этих
элементов до и после реакции по правилу сумм с.о. элементов в сложном
веществе.
2)
Записываем электронные уравнения с учетом равенства числа
атомов и заряда
1 2Cr+6 + 6e
2Cr3+ – восстановление
окислитель
3 S2- - 2e
S0 – окисление .
восстановитель
3)
Находим наименьшее общее кратное между 6 и 2 – шесть – это
общее число отданных и принятых электронов. Определяем
коэффициенты (множители): для хрома – один (6 : 6 = 1), для серы – три
(6 : 2 = 3). Найденные коэффициенты проставляем в схему уравнения в
левой и правой части перед соответствующими соединениями хрома и
серы.
К2Сr2O7 + 3H2S +4H2SO4
Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
4)
Проверяем баланс атомов калия и кислотных осадков SO42(перед серной кислотой ставим коэффициент 4);
5)
Проверяем баланс атомов водорода: в правую часть уравнения
требуется добавить 7 молекул воды;
6)
В заключение проверяем баланс атомов кислорода, он
соблюден (7 = 7, кислород кислотных остатков SO42- в данном случае не
учитываем, так как они уравнены). Следовательно, коэффициенты
подобраны правильно.
26
Рассмотрите вопросы:
1. Что такое реакции окисления-восстановления?
2. Что такое окислитель и восстановитель?
3. Какой процесс называется окислением, а какой - восстановлением?
4. Как зависят окислительно-восстановительные свойства элемента
от степени окисления?
5. Какие типичные окислители и восстановители вы знаете?
6. Может ли одно и тоже вещество быть одновременно окислителем
и восстановителем?
7. Какие из ниже указанных веществ: Cl2, PbO2, K2Cr2O7, KMnO4,
Na2S, KI, KBr, FeSO4, Na2SO3, NaNO2 - могут проявлять только
окислительные свойства, какие только восстановительные, какие как
окислительные, так и восстановительные? Почему?
8. Укажите, какие процессы (окисление или восстановление)
отражают следующие схемы:
SO32SO42S2O32SO42Fe2O3
FeO42PO33PO43ClOClPO43P
9. В чем состоит сущность подбора коэффициентов к реакциям
окисления-восстановления по методу электронного баланса ?
10. От чего зависит хаpактеp продуктов реакций окислениявосстановления?
3.
Экспериментальная часть.
Ко всем уравнениям изучаемых реакций следует привести
электронные уравнения, указать, какие вещества являются окислителями
и восстановителями, подобрать коэффициенты.
Опыт 3.1. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом
натрия.
В пpобиpку налить 3–4 капли pаствоpа перманганата калия KMnO4,
подкисленного одной каплей сеpной кислоты, добавить 2–3 капли
pаствоpа сульфита натpия Na2SO3. Наблюдать исчезновение фиолетовой
окраски, хаpактеpной для иона MnO4-.
Реакция протекает по схеме:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
27
Опыт 3.2. Восстановительные свойства соединений Cr(III).
Взаимодействие хромита натрия с бромом.
Налить в пpобиpку 3–4 капли pаствоpа соли хрома (3) и добавлять по
каплям pаствоp едкого натpа NaOH до pаствоpения образующегося
вначале осадка гидpоксида хpома (3).
Написать уравнения реакций: а) получения гидpоксида хpома (3),
б) образования хромита натрия NaCrO2.
К полученному pаствоpу хpомита натpия добавить 8–10 капель
бpомной воды Br2 до перехода зеленой окраски pаствоpа в желтую.
(Бромная вода в вытяжном шкафу).
Реакция протекает по схеме
NaCrO2 + Br2 + NaOH
Na2CrO4 + NaBr + H2O
Опыт 3.3. Взаимодействие дихpомата калия с сульфитом натpия
Налить в пpобиpку 3–4 капли pаствоpа дихpомата калия K2Cr2O7,
добавить 2–3 капли сеpной кислоты и 5–6 капель pаствоpа сульфита
натpия Na2SO3. Появляется зеленая окpаска, хаpактеpная для ионов Cr3+.
Реакция пpотекает по схеме:
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4
Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
Опыт 3.4. Окислительно-восстановительные свойства пеpоксида
водорода.
а) К одной капле pаствоpа иодида калия KI, подкисленного pавным
объемом сеpной кислоты, прилить pаствоp пеpоксида водорода H2O2.
Прибавив одну каплю pаствоpа крахмала, убедиться в пpисутствии
свободного иода.
Реакция протекает по схеме:
KI + H2O2 + H2SO4
K2SO4 + I2 + H2O
Какие свойства проявляет пеpоксид водорода?
б) Налить в пpобиpку 2–3 капли pаствоpа перманганата калия
KMnO4, столько же pаствоpа серной кислоты и 2–3 капли пеpоксида
водорода. Что наблюдаете?
KMnO4 + H2O2 + H2SO4
MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
Сопоставьте свойства пеpоксида водорода в этом опыте с опытом «а».
Опыт 3.5. Окислительно-восстановительные свойства нитpита
калия (Под вытяжкой!)
28
а) В пpобиpку налить 2–3 капли pаствоpа нитpита калия KNO2, затем
1–2 капли иодида калия KI и 2 капли сеpной кислоты. Отметьте
выделение газа, его побуpение, а также окpаску образовавшегося
pаствоpа. Докажите экспериментально выделение иода.
Схема реакции:
KNO2 + KI + H2SO4
NO + I2 + K2SO4 + H2O
б) Налить в пpобиpку 2–3 капли pаствоpа пеpманганата калия
KMnO4, столько же pаствоpа серной кислоты и 2–3 капли нитpита калия
KNO2. Что наблюдаете?
Схема реакции:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4
MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Сопоставьте поведение нитpита калия в реакциях с KI и KMnO4.
4.
Задачи для самопроверки
Для реакций окисления-восстановления укажите, какое вещество
является
окислителем,
а
какое
восстановителем.
Подберите
коэффициенты методом электронного баланса.
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Уравнения реакций
KMnO4+ KOH → K2MnO4 + O2 +H2O
HClO4+ SO2→HCl + H2SO4
H2S+HClO→S+ HCl+ H2O
KOH + Cl2→KClO3+KCl+ H2O
K2MnO4+ H2O→KMnO4 + MnO2 + KOH
PbS+ H2O2→PbSO4+ H2O
CaH2 + H2O→Ca(OH)2+ H2
Na3[Cr(OH)6]+NaOH+PbO2→Na2CrO4+H2O+Na2[Pb(OH)4]
Pb(NO3)2→PbO + NO2+ O2
K2Cr2O7+H2SO4+Na2SO3→Cr2(SO4)3+H2O+Na2SO4+K2SO4
As2S3+HNO3+H2O→H3AsO4+ H2SO4+ NO
TiO2+C+Cl2→TiCl4+ CO
NaBrO3+ H2SO4+ NaBr→Br2+ Na2SO4+H2O
CuI2+H2SO4+ KMnO4→CuSO4+I2+ MnSO4+K2SO4+H2O
I2+ NaOH→NaI+NaIO3+ H2O
Bi2O3+Cl2+ KOH→KBiO3+KCl+H2O
I2+Cl2+ H2O→HIO3+ HCl
P+KOH+H2O→PH3+KH2PO4
KIO3+ KI+ H2SO4→I2+K2SO4+ H2O
29
11
12
13
14
15
KMnO4+H2O2 +H2SO4→MnSO4+ K2SO4+ O2+ H2O
S+ NaOH→Na2SO3+Na2S + H2O
Na3[Cr(OH)6]+Na2O2→Na2CrO4+ NaOH+H2O
NaClO + KI+ H2SO4→NaCl+ I2+ K2SO4+H2O
KMnO4+H2S+H2SO4→K2SO4+MnSO4+ S+ H2O
Cr2O3+KNO3+KOH→K2CrO4+ KNO2+H2O
Cl2+KOH → (холодный KCl+KClO+H2O
раствор)
H2S+HNO3→H2SO4+NO+H2O
KI+H2SO4(конц)→K2SO4+H2S+I2+H2O
NaHSO3+Cl2+H2O→NaHSO4+HCl
FeSO4+KMnO4+ H2SO4→Fe2(SO4)3+MnSO4+ K2SO4+H2O
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
Скорость химических реакций
1.
Цель работы: Ознакомиться с влиянием различных факторов
на скорость химической реакции.
2.
Основы теории
Скоростью химической реакции называют изменение концентрации
реагирующих веществ в единицу времени. На скорость реакции влияет
природа реагирующих веществ (внутренний фактор) и условия
протекания процесса (внешние факторы): концентрация реагирующих
веществ, температура, наличие катализатора, площадь соприкосновения
реагирующих веществ в гетерогенной системе с участием твердой фазы и
др.
Влияние концентрации веществ. Зависимость скорости реакции от
концентрации выражается
основным законом кинетики – законом
скорости реакции, или законом действия масс:
при
постоянной
температуре
скорость
реакции
прямо
пропорциональна
произведению
молярных
концентраций
реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим
коэффициентам.
Для реакции nА + mВ = dАВ этот закон может быть записан
V = к ∙ СnA ∙ CmB,
(1)
где
к –
константа скорости реакции (коэффициент
пропорциональности); СА, СВ – молярные концентрации реагирующих
30
веществ, моль/л; n, m – стехиометрические коэффициенты в уравнении
реакции.
Константа скорости реакции «к» равна скорости реакции при
концентрациях реагирующих веществ, равных 1моль/л (к = V, если СА =
СВ = 1моль/л), поэтому ее еще называют удельной скоростью реакции. На
величину константы скорости влияет природа веществ и температура.
Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от
температуры определяется эмпирическим правилом Вант Гоффа:
при повышении температуры на 10 °С скорость реакции
увеличивается в 2–4 раза.
Математически это правило выражается в следующем виде:
Vt 2  Vt1   (t 2 t1 ) 10 ,
(2)
где, Vt 2 , Vt1 – скорости реакции при температуре t2 и t1;  – температурный
коэффициент, показывающий во сколько раз увеличивается скорость
реакции при повышении температуры на 10°, равный 2–4 .
Температурный коэффициент можно рассчитать по формуле
(3)
 =V(t+10) / Vt .
Влияние катализатора. Одним из методов ускорения химической
реакции является введение катализаторов – веществ, увеличивающих
скорость реакции, но не расходующихся количественно в результате ее
протекания. Сущность действия катализатора сводится к уменьшению
энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней
энергией активных молекул (активированного комплекса) и средней
энергией молекул исходных веществ.
В гетерогенных система, скорость реакции не зависит от массы
реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, концентрация
их постоянна, т.к. они реагируют лишь с поверхности. Поэтому скорость
реакции возрастает с увеличением площади поверхности твердой фазы,
например, с измельчением.
В законе скорости концентрация твердой фазы не учитывается. Так,
для горения угля Ст + О2 = СО2 скорость реакции пропорциональна только
концентрации кислорода V = к ∙ С(О2) , а скорость реакции
восстановления оксида железа(III) F2O3 т +3H2 = 2Feт + 3Н2О зависит лишь
от концентрации водорода V = к ∙ С3(Н2) .
Рассмотрите вопросы:
31
1. Что называется скоростью реакции?
2. От каких факторов зависит скорость реакции в гомогенной и
гетерогенной системах?
3. Сфоpмулиpуйте закон действия масс (закон скорости).
4. Сфоpмулиpуйте правило Вант-Гоффа.
5.
Каков
физический
смысл
а) константы
скорости;
б) температурного коэффициента?
6. Для гомогенной реакции 2А + В = С при С(А) = 6 моль/л и
С(В) = 5моль/л скорость равна 90 моль/ л · с. Вычислите константу
скорости.
Ответ: 0,5 л2 · моль -2 · с-1.
7. Во сколько pаз изменится скорость реакции пpи повышении
темпеpатуpы на 50 °С, если  =2?
8. Дана система: FeO(т) + CO(г) → Fe(т) + CO2(г).
Во сколько pаз изменится скорость реакции, если уменьшить
объем реакционного сосуда в 2 pаза?
9. Какое вещество называется катализатором?
10. В чем суть механизма действия катализатора пpи: а)гомогенном
катализе; б) гетерогенном катализе ?
3.
Экспериментальная часть
Изучение влияния концентрации реагирующих веществ и
температуры на скорость химической реакции (опыты 3.1 и 3.2) проводят
на примере реакции между тиосульфатом натрия Na2S2O3 и серной
кислотой H2SO4, в результате которой выделяется сера в виде мутного
осадка Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4+ S↓ + SO2 +Н2О.
Время от начала реакции до момента появления помутнения зависит
от скорости этой реакции.
Опыт 3.1. Зависимость скорости реакции от концентрации
В три пробирки налить по 5 мл раствора серной кислоты Н 2SO4. Взять
три стаканчика и в каждый налить следующие растворы:
в первый – 15 мл раствора тиосульфата натрия,
во второй – 10 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды,
в третий – 5 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл воды.
Для измерения объемов кислоты и тиосульфата натрия с водой
пользоваться отдельными цилиндрами.
32
В каждый стаканчик влить последовательно содержимое одной из
пробирок, перемешать и наблюдать по секундомеру, через, сколько
времени появится помутнение раствора в каждом стаканчике.
Результаты занести в табл. 1.
Таблица 1
№
стак.
1
2
3
Зависимость скорости от концентрации
Количество, мл
Относит.конц.,
Время
Относит.
Сотн.
появления скорость
мути, t
реакции,
H2SO4 Na2S2O3 H2O H2SO4 Na2S2O3
V=1/t
5
15
0
1
3
5
10
5
1
2
5
5
10
1
1
Опыт 3.2. Зависимость скорости реакции от температуры
Налить в одну пpобиpку 5 мл pаствоpа тиосульфата натрия, а в
другую 5 мл pаствоpа сеpной кислоты. Слить вместе содеpжимое обеих
пpобиpок. Точно отметить время от начала pеакции до появления мути.
Темпеpатуpу определить по комнатному теpмометpу.
В две другие пpобиpки налить по 5 мл тех же pаствоpов тиосульфата натpия и сеpной кислоты. Поместить пpобиpки в термостат
№1, который поддерживает темпеpатуpу выше комнатной на 10 °С.
Спустя 5 мин, слить содержимое пpобиpок. Измерить время до
появления мути.
Повторить опыт пpи темпеpатуpе выше комнатной на 20 °С
(поставить пpобиpки в термостат №2). Результаты занести в табл. 2.
Таблица 2
33
№
опыта
Зависимость скорости от температуры
Темпеpатуpа Время появления мути,
Относительная
опыта
t
скорость реакции,
V=1/t
1
2
3
Опыт 3.3. Скорость реакции в гетерогенной системе
Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых кусочка
мела CaCO3. Один из них pазотpите пестиком на листе бумаги. В две
пpобиpки на 1/4 их объема налейте соляной кислоты. В одну из
пpобиpок опустите кусочек мела, в другую, одновременно, такое же
количество измельченного мела. В какой из пpобиpок реакция идет
быстрее? Почему? Составьте уравнение реакции.
Опыт 3.4. Влияние катализатора на скорость реакции
Проследите каталитическое действие катализаторов на скорость
реакции разложения пероксида водорода 2H2O2 = 2H2O+ O2
а) диоксида марганца MnO2,
б) диоксида свинца PbO2,
в) трихлорида железа FeCl3.
Налить в пробирку около 1/3 её объема 30% раствора пероксида
водорода H2O2. Выделяется ли из раствора газ?
Добавьте щепотку (на кончике шпателя) катализатора (MnO2 или
PbO2) или 3–4 капли раствора FeCl3. Что наблюдаете? Опустите в
пробирку тлеющую лучину.
Дайте объяснение. Укажите какой вид катализа вы изучили
(гомогенный или гетерогенный).
4. Обработка опытных данных
4.1. Рассчитайте константы скоростей реакции взаимодействия
тиосульфата натрия с серной кислотой, используя закон действия масс (1):
V = к · CNa2S2O3· CH2SO4 .
Какой вывод можно сделать по полученным значениям констант?
34
4.2. На основании данных опыта 3.1. (см. таблицу 1) постройте
график зависимости относительной скорости реакции (V) от
относительной концентрации (Cотн.) тиосульфата натрия
V = f(c),
откладывая по оси абсцисс концентрацию, по оси оpдинат – скорость.
4.3. Основываясь на данных опыта 3.2. (табл.2), рассчитайте
температурные коэффициенты реакции, используя правило Вант-Гоффа
(см. фоpмулу 2, 3) и постройте график зависимости относительной
скорости от температуры V= f(t).
Сделайте вывод из полученных расчетных данных.
Проанализируйте результаты всех опытов (3.1. – 3.4.) и сделайте
выводы по каждому из них.
5. Задачи для самопроверки
Для приведенных ниже равновесных систем определите, как изменится
скорость прямой реакции:
а) при изменении давления в n раз;
б) при изменении температуры на m ºС, если дан температурный
коэффициент γ. Приведите расчеты.
γ
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Система
2NO + O2 ↔ 2NO2;
N2 + O2 ↔ 2NO;
2SO2 + O2 ↔ 2SO3;
2CO + O2 ↔ 2CO2;
4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2
C(к) + H2O ↔ CO + H2
FeO + CO ↔ Fe + CO2
N2O4 ↔ 2NO2
N2+3H2 ↔ 2HN3
H2 + I2 ↔ 2HI
4HN3 + 5O2↔4NO + 6H2O(г)
CO2 + C(к) ↔ 2СO
2H2 + O2 ↔ 2H2O
PCl5 ↔ PCl3 + Cl2
CO + Cl2 ↔ COCl2
2
2
3
3
2
2
3
2
3
2
3
3
2
2
3
n раз
увел уме
ич. ньш.
2
3
2
4
2
2
2
5
4
6
3
m
пов
ыше
н.
20
50
30
40
20
40
20
20
30
50
50
2
40
20
2
5
пони
жен
30
6
50
35
16
CO+H2O ↔ CO2+H2
2
6
30
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5
Приготовление растворов и определение их
концентрации
1. Цель работы: приобрести навыки приготовления растворов и
определения
их
концентрации.
Усвоить способы
выражения
концентрации растворов.
2. Основы теории
Раствор – это гомогенная многокомпонентная физико-химическая
система, состоящая из растворителя и растворенного вещества.
Количественно состав раствора выражают концентрацией.
Отношение количества или массы вещества, содержащегося в
системе, к объему или массе этой системы называют концентрацией.
Массовая доля (процентная концентрация) ω – отношение массы
данного компонента в растворе ( mв ) к массе всего раствора ( m р  ра )
mв
m р  ра .
Массовая доля выражается обычно в процентах и показывает, сколько
граммов данного компонента содержится в 100 г раствора.

36
С% 
mв
m
 100%  в  100% ,
m р  ра
 V
(1)
где mв – масса растворенного вещества, г или кг; m р  ра – масса раствора,
г или кг; V – объем раствора, см3 или м3; ρ – плотность раствора, г/см3 или
кг/м3.
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация)
определяется числом эквивалентных масс растворенного вещества,
содержащегося в 1 л раствора, моль/л.
mв
,
(2)
М э V
где М э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем
раствора, л; mв – масса растворенного вещества в V л раствора, г.
Титр – концентрация, показывающая сколько граммов растворенного
вещества ( mв ), содержится в 1 см3 раствора (1 мл) – г/см3, г/мл
m
Т в ,
(3)
V
где V – объем раствора, см3 или мл.
Титр раствора можно рассчитать через известные молярную,
нормальную, процентную концентрации.
Сн 
Т = ( См·М) / 1000
Т = (Сн · Мэ) /1000
(4)
(5)
Т = ω %· ρ / 1000
(6)
Для точного определения концентрации растворов используют метод,
основанный на титровании (объемный метод).
Объемный метод анализа основан на измерении объемов растворов,
вступающих в реакцию веществ.
При титровании к раствору неизвестной концентрации, точно
отмеренному пипеткой, медленно из бюретки приливают раствор
известной концентрации до момента эквивалентности, который
определяется по изменению окраски индикатора. В момент
эквивалентности количество эквивалентных масс двух реагирующих
веществ в растворе равны в соответствии с законом эквивалентов:
37
V1· Cн1 = V2· Сн2 или
V1 Cн1

.
V2 Сн 2
(7)
Из приведенного соотношения видно, что объемы растворов
реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальным
концентрациям.
В объемном анализе используются специальная мерная посуд.
Рассмотрите вопросы:
1. Что называется раствором?
2. Какие способы выражения концентрации растворов Вы знаете?
3. Для каких веществ значения молярной и нормальной концентрации
совпадают?
4. Как рассчитать эквивалентной массы кислоты, основания и соли
для приготовления раствора с определенной нормальной концентрацией?
5. Что такое титрование? Какой закон используется при расчетах в
реакциях между растворами веществ в объемном методе?
6. Как измеряют плотность растворов?
7. Одинаковы ли понятия плотность и концентрация раствора?
3. Экспериментальная часть
3.1. Приготовление раствора щелочи из более концентрированного
раствора и определение его концентрации титрованием.
Получите у преподавателя мерную колбу на 50мл с 20 мл исходного
концентрированного раствора щелочи NaOH с известной плотностью.
3.1.1.Приготовление раствора щелочи.
Разбавить полученный раствор, приливая к нему дистиллированную
воду из промывалки до метки. Последние порции воды добавлять по
каплям маленькой пипеткой. Плотно закрыть колбу пробкой, тщательно
перемешать приготовленный раствор, несколько раз перевертывая колбу
вверх дном, зажав пробку.
3.1.2. Определение концентрации приготовленного раствора щелочи.
Сухой пипеткой отобрать из мерной колбы 5 мл приготовленного
раствора. Для этого кончик пипетки опустить в раствор, верхний конец
38
пипетки взять в рот и втягивать в себя воздух до тех пор, пока жидкость
не поднимется выше метки. При этом следить за тем, чтобы носик
пипетки находился в растворе.
Набрав раствор, быстро закрыть верхнее отверстие пипетки
указательным пальцем, приподнять пипетку над жидкостью и, ослабив
нажим пальца, слить по каплям избыток раствора обратно в колбочку до
тех пор, пока уровень жидкости (нижняя граница мениска) не совпадает с
меткой. Плотно закрыв пальцем верхнее отверстие пипетки, отмеренный
объем раствора перенести в коническую колбочку, прибавить из
промывалки примерно такой же объем воды и 2-3 капли индикатора
метилового оранжевого.
ТИТРОВАНИЕ. В бюретку для титрования через воронку налить 1н
раствор серной кислоты выше нулевого деления. Воронку из бюретки
вынуть и довести уровень кислоты до нуля, сливая раствор по каплям
через нижний конец бюретки в фарфоровый стаканчик. Отчет вести по
нижнему уровню мениска (рис.в).
Провести первое (ориентировочное) титрование.
Для этого коническую колбу с раствором щелочи поставить под
нижний конец бюретки для титрования и по каплям приливать раствор
кислоты из бюретки, постоянно перемешивая раствор в колбе круговыми
движениями. Конец титрования устанавливают по изменению окраски
индикатора с желтой на оранжевую от одной капли кислоты.
Произвести отсчет объема израсходованной кислоты.
Титрование повторить еще 2 раза. Результаты титрования не должны
отличаться друг от друга более чем на 0,1мл.
Перед каждым титрованием колбочку для титрования необходимо
вымыть и ополоснуть дистиллированной водой, а уровень кислоты в
бюретке довести до нуля.
Результаты занести в табл. 1.
Таблица 1
Титрование Объем
взятого Объем раствора Средний объем
раствора щелочи, мл
кислоты, мл
кислоты, мл
1
2
3
3.1.3. Обработка опытных данных
39
По данным опыта рассчитать:
1) нормальность, молярность и титр приготовленного раствора
щелочи и сопоставить с заданной (узнать у преподавателя),
вычислить абсолютную и относительную ошибку;
2) нормальность, титр и процентную концентрацию исходного
концентрированного раствора (см. пример расчета)
Пример расчета
25 мл (Vх) исходного раствора щелочи NaOH плотностью ρ =1,04г/см3
в мерной колбе разбавили водой до 50 мл (Vпр). Рассчитать нормальную
(Cн), молярную (Cм) концентрации и титр (Т) приготовленного раствора
щелочи, если на титрование 2 мл (Vщ) этого раствора пошло 5 мл (Vк) 0,2н
(Cк) раствора кислоты. Рассчитать нормальность (Cнисх) и процентную
концентрацию исходного раствора щелочи (C%исх).
Решение
1) Из соотношения (9) находим нормальную концентрацию
приготовленного раствора щелочи
Cщ·Vщ = Cк·Vк или Cщ =( Cк·Vк )/ Vщ = (0,2·5) / 2 = 0,5н
2) Молярная концентрация приготовленного раствора щелочи будет
равна нормальной, т.к.
Мэ(NaOH) = М(NaOH) / 1 = М(NaOH), т.е См = 0,5м
3) Зная нормальную концентрацию, можно рассчитать титр раствора
по формуле (7)
Т = Cн· Мэ(NaOH) / 1000 = 0,5·40/1000 = 2·10-2 г/мл
4) Нормальную концентрацию исходного раствора Cнисх рассчитаем
аналогично нормальной концентрации приготовленного раствора
Сн из соотношения (8):
Сн· Vпр = Cнисх · Vисх
Cнисх = Сн· Vпр / Vисх = 0,5·50 / 25 = 1н.
5) Зная Cнисх и плотность исходного раствора ρ =1,04 г/см3, находим
процентную концентрацию этого раствора C%исх.
40
ω%исх = ( mв / Vр-ра · ρ) ·100%
объем исходного раствора равен 25 мл (см. условие)
Масса растворенного вещества в 25 мл 1н раствора щелочи составит:
mв = Cнисх · Э· V = 1·40·0,025 = 1 г.
тогда C%исх = 1·100/25·1,04 = 3,85%
Таким образом, мы рассчитали
Сн = 0,5 н; См= 0,5 м; Тпр = 2·10-2 г/мл,
Cнисх = 1 н; C%исх = 3,85 %.
3.2. Приготовление раствора соли из более концентрированного
раствора разбавлением и определением его концентрации по плотности.
В работе следует приготовить определенный объем раствора соли
заданной концентрации (объем и концентрацию указывает преподаватель)
из более концентрированного раствора. Концентрацию приготовленного
раствора находят по плотности, которую измеряют с
помощью ареометра.
Ареомерт (рис.5) – стеклянный поплавок, имеющий
вверху шкалу, градуированную в единицах плотности.
Действие ареометра основано на законе Архимеда. Для
определения плотности ареометр опускают в раствор и
по нижнему краю мениска жидкости отчитывают
показание.
Рис.5.1 Ареометр
Выполнение работы
3.2.1. Рассчитайте,
сколько
миллилитров
исходного
концентрированного раствора и воды необходимо для
приготовления заданного объема и концентрации раствора
соли (см. типовой расчет). Проверьте расчет у преподавателя.
3.2.2. Мерным цилиндром отмерьте рассчитанные объемы исходного
раствора и дистиллированной воды и перелейте в химический
стакан, тщательно и осторожно перемешайте стеклянной
палочкой.
3.2.3. Приготовленный раствор перелейте в мерный цилиндр на
100 мл до 4/5 его объема и определите его плотность
ареометром (рис.5) .
41
Опытные данные запишите в виде протокола:
Объем заданного раствора V(залан.), мл –
Концентрация заданного раствора С%(задан.) –
Плотность заданного раствора ρ(задан.), г/см3 –
Плотность исходного раствора ρисх., г/см3 –
Концентрация исходного раствора С% (исх.) –
Для приготовления заданного раствора взято
исходного раствора V(исх.), мл –
воды V (H2O),мл –
Плотность приготовленного раствора ρ (пр), г/см3 –
Концентрация приготовленного раствора С%(пр) –
Молярность приготовленного раствора См, моль/л –
Нормальность приготовленного раствора Сн, моль/л –
Таблица 2
Плотность водных растворов
некоторых оснований и солей (в г/см3) при 20 °С
С%(масс)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
12
14
16
18
20
22
24
26
28
NaOH
0,998
1,010
1,021
1,032
1,043
1,054
1,065
1,076
1,087
1,098
1,109
1,131
1,153
1,175
1,197
1,219
1,241
1,263
1,285
1,306
КОН
0,998
1,008
1,016
1,024
1,033
1,041
1,048
1,055
1,064
1,072
1,080
1,099
1,116
1,137
1,154
1,173
1,193
1,217
1,238
1,260
Na2CO3
1,0086
1,0190
1,0398
1,0606
1,0816
1,1029
1,1244
1,1463
NaCl
0,998
1,005
1,012
1,020
1,027
1,034
1,041
1,049
1,056
1,063
1,071
1,086
1,101
1,116
1,132
1,148
1,164
1,180
1,197
KCl
0,998
1,004
1,011
1,017
1,024
1,030
1,037
1,043
1,050
1,057
1,063
1,077
1,090
1,104
1,118
1,133
1,147
1,162
42
30
32
34
36
38
40
1,328
1,349
1,370
1,390
1,410
1,430
1,285
1,307
1,331
1,355
1,382
1,408
3.3. Обработка опытных данных
3.3.1. По
измеренной
плотности
рассчитать
процентную
концентрацию приготовленного раствора соли.
3.3.2. Пересчитать процентную концентрацию на молярную и
нормальную концентрации.
3.3.3. Вычислить относительную ошибку опыта.
3.4. Типовой расчет
Задание. Необходимо приготовить 70 мл 6% – ного раствора
карбоната натрия Na2СО3 из 14% – ного раствора с плотностью 1,14 г/см3.
Измеренная плотность приготовленного раствора равна 1,041 г/см3.
Из табл. 2 находим плотность 6% – ного раствора Na2CO3 равную
1,06 г/см3.
Итак, С%(исх.) =14%, ρ (исх.) = 1,14 г/см3
С%(задан) = 6%, ρ (задан.)= 1,06 г/см3
V(задан.) = 70мл, ρ (пр.)= 1,041 г/см3
1. Рассчитываем, сколько сухого Na2CO3 нужно для приготовления
70мл 6% – ного раствора
m( Na 2 CO 3 )
С%(задан) =
 100% , отсюда
( задан.) V ( задан.)
m( Na 2 CO 3 ) 
С%( задан.)  ( задан.) V ( задан.)
100
6  1,06  70
 4,45г
100
2. Находим объем исходного раствора, в котором содержится 4,45г
Na2CO3
m( Na 2 CO 3 )
С%(исх.) 
100% , отсюда
(исх.) V (исх.)
m( Na 2 CO 3 ) 
V (исх.)
m( Na 2 CO 3 )  100% 4,45  100

 27,9 мл.
С%(исх.)  (исх.)
14  1,14
3. Рассчитываем объем воды, необходимый для разбавления
исходного раствора.
43
V(H2O) = V(задан.) – V(исх.) = 70 – 27,9 = 42,1мл
Таким образом, для приготовления 70 мл 6% – ного раствора Na2CO3
необходимо взять 27,9 мл 14%–ного раствора и 42,1 мл H2O.
4. Вычисляем процентную концентрацию приготовленного
раствора.
m( Na 2 CO 3 )  100% m( Na 2 CO 3 )  100%
С% ( пр.) 

m( р  ра)( пр)
( пр.)  V( задан.)
4,45  100
 6,1%
1,041  70
5. Рассчитываем молярность и нормальность приготовленного
раствора
m( Na 2CO3 )
4,45
моль
С М ( пр.) 

 10,6
M ( Na 2CO3 )  V( задан.) 106  0,07
л
С% ( пр.) 
г
моль
4,45
моль

 1,2
53  0,07
л
M ( Na 2CO3 )  23  2  12  16  3  106
С Н ( пр.) 
m( Na 2CO3 )
M Э ( Na 2CO3 )  V( задан.)
M ( Na 2CO3 )
г
 53
2
моль .
6. Вычисляем относительную ошибку в приготовлении раствора
С%( задан.)  С%( пр.)
%
 100 %
С%( задан.)
M Э ( Na 2CO3 ) 
6  6,1
 100 %  1,7 %
6
Итак, был приготовлен раствор карбоната натрия с относительной
ошибкой 1,7 %.
% 
4. Задачи для самопроверки
1. Сколько миллилитров концентрированного раствора вещества А,
имеющего плотность ρ и концентрацию С %, требуется для приготовления
V мл разбавленного раствора с концентрацией См и Сн .
Вариант
1
2
Вещество А
Al2(SO4)3
BaCl2
Концентрированн
ый раствор
С%
ρ, г/см3
15
1,15
20
1,20
Разбавленный раствор
См
0,1
Сн
0,2
V,мл
200
100
Ответ
V,мл
13,2
8,67
44
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Na2SO4
Pb(NO3)2
ZnSO4
NaCl
FeSO4
MgSO4
KCl
CaCl2
AlCl3
HCl
H2SO4
KOH
CuSO4
10
30
30
15
20
8
25
40
10
36,5
96
26
10
1,09
1,33
1,38
1,11
1,21
1,08
1,20
1,4
1,09
1,18
1,84
1,24
1,11
0,5
0,5
0,2
2
0,3
0,6
2,5
1,5
0,4
5
0,1
0,02
0,5
50
250
400
75
240
300
150
300
240
400
300
250
100
16,28
103,7
31,11
52,7
22,61
250
93,13
44,60
23,78
169,49
0,83
0,87
36,0
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6
Растворы электролитов
1. Цель работы: изучить особенности диссоциации (ионизации)
электролитов и факторы, влияющие на этот процесс.
2. Основы теории
Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят
электрический ток. К ним относятся кислоты, основания, соли.
Электропроводность электролитов объясняется тем, что под действием
полярных молекул воды электролиты диссоциируют с образованием
гидратированных ионов. В общем виде этот процесс можно представить
следующим образом:
КА+n Н2О = К+ (Н2О)х + А- (Н2О) · (n-х),
где «К+» и «А-» – катион и анион соответственно.
На диссоциацию (ионизацию) электролитов влияют следующие
факторы:
1) природа электролита – чем полярнее связи в диссоциирующем
веществе, тем легче идет распад на ионы;
2) ионизирующая способность растворителя – чем больше
диэлектрическая проницаемость растворителя (ε), тем большей
ионизирующей способностью он обладает. Так для воды и
этилового спирта ε соответственно равна 80 и 25,4.
45
3) Температура – если электролитическая диссоциация представляет
собой эндотермический процесс, то с повышением температуры
диссоциация (ионизация) усиливается, в противоположном случае
– уменьшается.
Одной из количественных характеристик электролитической
диссоциации (ионизации) является степень диссоциации (ионизации),
которая определяется как отношение числа диссоциированных молекул к
общему числу растворенных молекул. Обычно степень диссоциации
(ионизации) (α) выражают в долях единицы или в процентах:
α = (n / n0),
где n0 – число растворенных частиц; n – число частиц, подвергшихся
электролитической диссоциации.
Зная α, можно рассчитать концентрацию ионов (катионов и анионов)
в растворе электролита
С(+)= С(-) = n α ∙См,
где С( +), С(-) – молярная концентрация катионов или анионов; n – число
катионов или анионов, образующихся при ионизации
одной молекулы электролита; См – молярная концентрация электролита.
На степень электролитической диссоциации (ионизации) сильно
влияет концентрация раствора. С разбавлением (до определенного
предела) степень электролитической диссоциации возрастает, так как
уменьшается
при
этом
электростатическое
взаимодействие
противоположно заряженных ионов.
По степени диссоциации электролиты условно подразделяются на
сильные (α › 30%), слабые (α ‹ 3%) и средней силы (30% › α › 3%).
Диссоциация (ионизация) слабых электролитов является обратимым
процессом, т.е. наряду с образованием ионов идет обратный процесс –
взаимодействие ионов с образованием недиссоциированных молекул.
Например,
НCN ↔ Н+ + СNПрименив к этому процессу законы химического равновесия, можно
записать выражение константы диссоциации (ионизации) Кд:
С   СCN 
КД  Н
CHCN
.
Чем больше величина Кд, тем сильнее электролит. В отличие от
степени диссоциации (ионизации) константа диссоциации (ионизации)
зависит только от природы электролита и температуры.
46
Между константой Кд и степенью диссоциации α существует
количественная связь, отражаемая законом разбавления Оствальда. Для
слабых электролитов, когда α ‹‹ 1 этот закон выражается формулой
α = √Кд(1/См) .
В соответствии с принципом Ле Шателье подвижное равновесие
диссоциации слабого электролита можно смещать в ту или иную сторону,
изменяя концентрацию соответствующих ионов. Введение в раствор
слабого электролита одноименных ионов смещает процесс диссоциации в
обратную сторону (в сторону связывания ионов в молекулы), т.е.
понижает степень
электролитической диссоциации. Введение
разноименных ионов, наоборот, усиливает диссоциацию.
Процесс диссоциации (ионизации) сильных электролитов протекает
полностью, т.е. недиссоциированные частицы в растворе отсутствуют:
НСl = Н+ + Сl –
NaOH = Na+ + OHК2SO4= 2К+ + SO42Из-за ассоциации гидратированных ионов с образованием ионных пар
степень диссоциации сильных электролитов, определяемая опытным
путем, меньше 1 или 100%. Ее называют кажущейся степенью
диссоциации (ионизации). Для характеристики свойств растворов сильных
электролитов пользуются эффективной концентрацией – активностью.
Активность (а) связана с истинной концентрацией растворенного
вещества (с) соотношением
а = γ ∙с,
где а – активность, с – концентрация, γ – коэффициент активности.
Активность измеряется в тех же единицах, что и концентрация.
Коэффициент активности величина безразмерная и характеризует степень
отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора.
Рассмотрите вопросы
1. Что является причиной диссоциации электролитов?
2. Какие факторы влияют на диссоциацию электролитов?
3. Какие количественные характеристики используют
определения силы электролита?
4. Что такое активность электролита?
для
47
5. Степень диссоциации синильной кислоты НСN в 0,1 м растворе
при 18° равна 0,007 %. Найти константу диссоциации для
данной температуры (ОТВЕТ: 4,9∙10-10)
6. Почему удаление иона из кристаллической решетки в вакууме
требует большей энергии, чем в растворителе?
7. Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной
кислоты Н2S.
8. Найти
степень
диссоциации
(ионизации) в 0,2 м растворе
хлорноватистой кислоты НСlО (Кд =
5∙10-8) ОТВЕТ: 5∙10-4.
3. Экспериментальная часть
Опыт 3.1. Сравнительная электропроводность электролитов.
Электропроводность растворов электролитов измеряют в установке,
показанной на рис.1. В стакан до первой нижней метки налить 1н раствор
Н2SO4 .
Включить установку в электрическую цепь. Отрегулировать движком
реостата сопротивление так, чтобы стрелка амперметра находилась
примерно на середине шкалы. В таблицу записать силу тока. Не смещая
движок реостата, отключить ток, промыть стакан и электроды
дистиллированной водой и повторить опыт с 1н растворами других
электролитов по заданию преподавателя. Результаты опытов оформить в
виде таблицы.
Рис.6.1. Прибор для измерения
электропроводности
растворов
Таблица опытных данных
Электролит
Показание
амперметра
Степень
диссоциации
(из таблицы)
Выводы
48
Сделать вывод о силе каждого из исследованных электролитов и
записать уравнения диссоциации их на ионы.
Опыт 3.2. Влияние концентрации раствора электролита на степень
диссоциации и электропроводность.
В стакан с электродами налить до первой метки концентрированную
уксусную кислоту СН3СООН. Измерить электропроводность.
Прибавлять дистиллированную воду до второй, третьей и четвертой
меток, измеряя каждый раз силу тока. Записать ее значения. Объяснить,
почему меняется электропроводность раствора.
Опыт 3.3. Влияние природы растворителя на степень диссоциации.
В стакан налить немного спиртового раствора СоСl2 (хлорида
кобальта). Измерить электропроводность раствора. Добавить 5–7 капель
дистиллированной воды до изменения окраски раствора, вновь измерить
электропроводность. Чем объясняется изменение электропроводности и
окраски раствора электролита?
Напишите уравнение диссоциации хлорида кобальта в воде,
учитывая, что в гидратированном ионе координационное число кобальта
равно 6.
В какой среде легче разделить два иона противоположного знака – в
воде или этаноле?
Опыт 3.4. Образование малорастворимых соединений
В две пробирки налейте по 3–4 капли реактивов указанных в
заданном варианте. Напишите уравнения реакций в молекулярном и
ионном виде, запишите наблюдения. Образование, каких веществ
обеспечивает протекание реакций?
Варианты:
1. CuSO4 и BaCl2; CaCl2 и Na2SiO3;
2. FeCl3 и NaOH; NiCl2 и AgNO3;
3. FeCl3 и Ba(OH)2; Na2CO3 и CaCl2;
4. CuCl2 и NaOH; ZnSO4 и BaCl2;
49
5. MgCl2 и NaOH;
6. AgNO3 и NaCl;
NiSO4 и BaCl2;
NiCl2 и NaOH.
Опыт 3.5. Образование газообразных соединений
В две пробирки внести по 3–4 капли или по одному микрошпателю
карбонатов согласно варианту. В одну пробирку добавить несколько
капель разбавленного раствора соляной кислоты, а в другую – уксусной
кислоты. Какой газ выделяется? Записать молекулярные и ионные
уравнения реакций.
Варианты солей:
1. Na2CO3; 2. CaCO3; 3. BaCO3; 4. K2CO3; 5. (NH4)2CO3; 6. ZnCO3.
4. Задачи для самопроверки
1. Составьте молекулярные и ионные
протекающих между веществами:
уравнения
реакций,
1) NaHCO3 и NaOH
2) K2SiO3 и HCl
3) BaCl2 и Na2SO4
4) K2S и HCl
5) FeSO4 и (NH4)2S
6) Cr(OH)3 и KOH
7) KHCO3 и H2SO4
8) Zn(OH)2 и NaOH
9) CaCl2 и AgNO3
10) CuSO4 и H2S
11) BaCO3 и HNO3
12) FeCl3 и KOH
13) Sn(OH)2 и HCl
14) BeSO4 и KOH
15) NH4Cl и Ba(OH)2
2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются
ионными уравнениями:
1) Zn2+ + H2S = ZnS+2H+
2) Mg2+ + CO2-3 = MgCO3
3) H+ + OH- = H2O
4) Cu2++S2- = CuS
5) Pb(OH)2 + 2OH- = PbO22- + 2H2O
6) SiO2-3+ 2H+ = H2SiO3
7) CaCO3 + 2H2 = Ca2+ + H2O +CO2
8) Al(OH)3+ OH- = AlO-2+2H2O
9) Pb2+2I- = Pb I2
10) Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
11) Cd2++ 2OH- = Cd(OH)2
12) H++NO-2= HNO2
13) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+
14) HNO3+ H+ = H2O+CO2
15) Ag++Cl- = AgCl
16) Be(OH)2 + 2OH- = BeO2-2+2H2O
17) CH3COO- + H+ = CH3COOH
18) Ba2+ + SO2-4 = BaSO4
50
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7
Гидролиз солей
1. Цель работы: изучить процесс обменного взаимодействия ионов
соли с молекулами воды (процесс гидролиза) и отметить влияющие
на него факторы.
2. Основы теории
Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с
молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих
соединений и изменению рН–среды.
Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят
ионы слабых электролитов (анион слабой кислоты или катион слабого
основания), при этом имеет значение величина заряда иона, по которому
идет гидролиз. В случае многозарядных ионов гидролиз идет ступенчато,
в основном по первой ступени.
Реакцию среды обусловливают ионы, которые накапливаются в
избытке: 1) Н+ – рН < 7; 2) ОН– – рН > 7.
Все соли по способности их к гидролизу разделяются на четыре типа.
1. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием,
гидролизуются по аниону, при этом связываются ионы водорода воды, в
избытке накапливаются ионы гидроксид-ионы, что обусловливает
щелочную реакцию раствора, рН > 7.
51
а) Анион однозаряден: например, в молекуле KCN.
Запись процесса гидролиза рекомендуется начинать с ионного
уравнения реакции.
Ионное уравнение:
CN– + HOH  HCN + OH–
Молекулярное уравнение:
KCN + H2O  HCN + KOH
б) Анион многозаряден: например, в молекуле K2CO3. Гидролиз идет
преимущественно по первой ступени с одним молем воды, образуется
кислая соль.
Ионное уравнение:
CO32– + HOH  HCO3– + OH–
Молекулярное уравнение:
K2CO3 + H2O  KHCO3 + KOH
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой,
гидролизуются по катиону, при этом связываются ионы гидроксила воды,
в избытке накапливаются ионы водорода, что обусловливает, кислую
реакцию раствора, рН < 7.
а) Катион однозаряден: например, NH4NO3.
Ионное уравнение:
NH4+ + HOH  NH4OH + H+
Молекулярное уравнение:
NH4NO3 + H2O  NH4OH + HNO3
б) Катион многозаряден: например, гидролиз MgSO4 идет по первой
ступени с образованием основной соли.
Ионное уравнение:
Mg2+ + HOH  MgOH+ + H+.
Молекулярное уравнение:
2MgSO4 + 2H2O  (MgOH)2SO4 + H2SO4
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой,
гидролизуются по катиону и аниону, их ионы одновременно связывают
ионы Н+ и ОН– воды. По этой причине гидролиз идет практически
необратимо и до конца. Реакция среды может быть нейтральной, если
образующие кислота и основание одинаковы по силе: реакция будет
слабокислотной, если кислота сильнее основания, или слабощелочной,
если основание сильнее кислоты.
Например, соль CH3COONH4.
52
Ионное уравнение:
CH3COO– + NH4+ + HOH  CH3COOH + NH4OH
Молекулярное уравнение:
CH3COONH4 + H2O  CH3COOH + NH4OH
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой,
гидролизу не подвергаются. Катионы сильных оснований, например Na+,
Ca2+, Ba2+ и анионы сильных кислот, например Cl–, NO3–, SO42–, не
образуют с ионами воды малодиссоциирующих веществ, и поэтому соли
сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются,
реакция среды их растворов нейтральная, рН = 7.
Совместный гидролиз двух солей
При взаимодействии растворов двух солей, одна из которых
образована слабым основанием, а другая – слабой кислотой, происходит
взаимное усиление гидролиза каждой соли и процесс гидролиза идет
необратимо до конца:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2S + 6NaCl
2Al3+ + 6Cl– + 6Na+ + 3S2– + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S + 6Na+ + 6Cl–
2Al3+ + 3S2– + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
Гидролиз зависит не только от природы соли, но и от температуры и,
в большинстве случаев, от концентрации. Процесс гидролиза
эндотермичен и в соответствии с принципом Ле-Шателье с повышением
температуры усиливается. При разбавлении раствора соли гидролиз также
усиливается.
3.Экспериментальная часть
3.1. Реакция среды в растворах различных солей
В четыре пробирки до 1/3 объема налить раствор лакмуса. Одну
пробирку оставить в качестве контрольной, а в другие добавить по одному
микрошпателю солей, указанных в заданном варианте. Растворы
размешать и отметить окраску лакмуса. Напишите уравнения гидролиза
солей в молекулярной и ионной форме, укажите рН среды. Каким образом
можно: 1) усилить гидролиз, 2) подавить гидролиз солей.
Варианты солей:
53
1. CH3COONa, AlCl3, KCl. 2. Na2S, ZnSO4, NaNO3.
3. NaHCO3, SnCl2, BaCl2. 4. Na2SiO3, Al2(SO4)3, Na2SO4.
5. Na3PO4, FeSO4, CaCl2.
6. NaNO2, Pb(NO3)2, NaCl.
3.2. Влияние различных факторов на гидролиз солей
а) Влияние силы кислоты, образующей соль, на степень ее гидролиза.
В две пробирки налить до 1/3 их объема дистиллированной воды. В
одну внести один микрошпатель кристаллов сульфита натрия Na2SO3, в
другую столько же кристаллов карбоната натрия Na2CO3. В каждую
добавить одну каплю фенолфталеина. В каком из растворов окраска
фенолфталеина более интенсивна? Запишите ионное и молекулярное
уравнения гидролиза карбоната натрия и сульфита натрия.
Сделайте вывод, почему гидролиз карбоната натрия идет сильнее,
чем сульфита натрия?
б) Влияние температуры на степень гидролиза.
Налить в пробирку до 1/3 объема дистиллированной воды и внести в
нее 2–3 микрошпателя ацетата натрия CH3COONa, добавить 1–2 капли
раствора фенолфталеина и поместить в водяную баню, нагретую до
кипения. Описать наблюдаемое. Записать уравнение гидролиза соли в
молекулярной и ионной формах, сделать вывод о влиянии повышения
температуры на степень гидролиза соли.
в) Влияние разбавления на процесс гидролиза.
В пробирку внести 2-3 капли раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 и
по каплям добавлять воду до выпадения белого осадка дигидроксонитрата
висмута Bi(OH)2NO3. Напишите молекулярные и ионные уравнения
гидролиза нитрата висмута по первой и второй ступеням. Сделайте вывод
о влиянии разбавления раствора соли на глубину ее гидролиза.
4. Задачи для самопроверки
1. Какие соли подвергаются гидролизу в водных растворах: BaCl2,
Pb(NO3)2, K3PO4, Na2S, ZnBr2? Напишите уравнения реакций гидролиза
солей в молекулярной и ионной формах.
2. Какая среда (кислая, щелочная или нейтральная) будет в водных
растворах солей: AlCl3, KNO3, CuSO4, Na2CO3? Напишите уравнения
реакций гидролиза солей в молекулярной и ионной формах.
54
3. Подвергаются ли гидролизу в водных растворах следующие соли:
NaNO3, CuI2, (NH4)2CO3? Напишите уравнения реакций гидролиза солей в
молекулярной и ионной формах.
4. При взаимодействии металлического магния с раствором CuCl2
происходит не только вытеснение меди более активным магнием, но и
бурное выделение газа. Напишите уравнения соответствующих реакций.
5. Напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах
для следующих солей: (NH4)3PO4, Fe(NO3)3, AlCl3, Na2S.
6. Напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах
для следующих солей: CuSO4, K2SO3, (CH3COO)2Ba.
7. Почему при сливании растворов CrCl3 и Na2S нельзя получить
осадок Cr2S3?
8. Почему при смешении растворов AlCl3 и Na2CO3 выделяется газ и
выпадает осадок? Напишите уравнения реакций гидролиза в исходных
растворах и уравнение совместного гидролиза.
9. Почему цинк растворяется в растворах собственных солей? Какой
газ при этом выделяется? Напишите уравнения реакций в молекулярной и
ионной формах.
55
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №8
Комплексные соединения
1. Цель работы: изучить способы получения комплексных соединений,
поведение их в реакциях обмена, выяснить особенности
диссоциации комплексных и двойных солей.
2. Основы теории
Комплексными соединениями называются молекулярные соединения,
в состав которых входит сложный комплексный ион, способный к
самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе.
Центральный элемент комплексного соединения, вокруг которого
группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем.
Роль комплексообразователей чаще всего выполняют катионы
переходных металлов (d- элементы). Например, ионы Cu2+, Ni2+, Со2+ , Рt4+,
Нq2+и др. Ионы или молекулы, координированные (связанные) возле
центрального атома (комплексообразователя), называются лигандами.
Примером лигандов могут служить анионы: I-, ОН-, СN-, SCN-, NO2- и др.,
нейтральные молекулы: Н2О, NH3, CO, NO и др.
Число лигандов, связанных с комплексообразователем, называется
координационным числом (к.ч.).
Чаще других встречаются
координационные числа 2, 4 и 6. Эти числа соответствуют наиболее
симметричной конфигурации комплекса.
56
Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу или
комплексный ион. При написании формулы эту часть комплексного
соединения заключают в квадратные скобки. Ионы, не связанные
непосредственно с комплексообразователем, образуют внешнюю сферу.
Например, в комплексном соединении [Cu(NH3)4]Cl2: [Cu(NH3)4]2+ –
внутренняя сфера; Cu2+ – комплексообразователь, 4NH3 – лиганды, число
«4» – координационное число, 2Сl – – ионы внешней сферы.
Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду
внешней сферы и противоположен по знаку. Или равен алгебраической
сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
С позиций метода валентных связей (ВС) связь между
комплексообразователем и лигандами донорно-акцепторная. Лиганды
предоставляют электронные пары, а комплексообразователь – свободные
орбитали. Связь между комплексным ионом и внешней сферой носит
преимущественно ионный характер.
В растворе комплексные соединения диссоциируют на ионы
внутренней внешней сферы.
Пример: [Cu(NH3)4] Cl2 = [Cu(NH3)4]2+ + 2СlПолучают комплексные соединения при взаимодействии соединений
обычного типа: CuCl2+4NH4OH = [Cu(NH3)4]Cl2 + 4H2O
Ионная форма уравнения:
Cu2++4NH4OH = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O
Двойные соли можно рассматривать как комплексные соединения с
малоустойчивой внутренней сферой. В кристалле двойные соли содержат
комплексные ионы, но в водном растворе они легко распадаются на
составляющие их ионы.
Например, двойная соль
К[Al(SO4)2] = K + + Al3++2SO42-
Рассмотрите вопросы:
1. Что такое комплексные соединения?
2. Какие элементы чаще выступают в роли комплексообразователя? Что
такое комплексообразователь?
3. Что называют лигандами? Какова их химическая природа?
4. За
счет
каких
связей
координируются
лиганды
комплексообразователями?
57
5. Как получают комплексные соединения? Напишите уравнения
реакций (молекулярные и ионные) получения комплексных соединений:
К2[HqI2], H2[PtCl6], [Cu(NH3)4](OH)2.
6. Как ведут себя комплексные соединения в реакциях обмена?
7. Составьте формулу комплексного соединения, в состав которого
входят частицы: NO3-, Na+, H2O, Cr3+. Координационное число
комплексообразователя равно 6.
8. Определите заряд комплексообразователя в следующих соединениях:
[Co(NH3)5Cl]2+, [NiF6]4-, K2[Zn(OH)4].
3. Экспериментальная часть
3.1. Получение комплексного соединения серебра с аммиаком
В микропробирку ввести пипеткой 2–3 капли раствора нитрата
серебра AqNO3 и добавить 2–3 капли раствора хлорида натрия NаСl. К
полученному осадку добавить по каплям 25% раствора аммиака NН4OH
до полного растворения осадка.
Запись данных опыта. Написать уравнение образования хлорида
серебра, комплексного соединения и уравнение диссоциации
комплексного соединения. К.ч. серебра 2
3.2. Получение комплексного соединения висмута
В пробирку к 3–4 каплям нитрата висмута Bi(NO3)3 прибавить по
каплям 0,5 н раствора иодида калия KI до выпадения темно-бурого осадка
иодита висмута. Добавьте еще несколько капель раствора иодида калия.
Что наблюдается?
Запись данных опыта: Составьте молекулярные уравнения и ионные
уравнения образования иодида висмута, взаимодействия иодида висмута
с избытков иодида калия и реакции диссоциации комплексного
соединения. Объясните окраску полученного раствора. Укажите ионкомплексообразователь. К.ч. висмута 4.
3.3.
Поведение комплексных соединений в реакциях обмена
58
а) В пробирку к 4–5 каплям раствора сульфата железа (II) добавить
столько же капель раствора гексацианоферрата (III) калия К3 [Fe(CN)6].
б) В пробирку к 4–5 каплям раствора хлорида железа (III) добавить
столько же капель раствора гексацианоферрата (II) калия К4 [Fe(CN)6].
Запись опыта. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции
обмена. Отметить цвет образующихся осадков. Эти реакции являются
характерными для ионов Fe2+, Fe3+. Какова особенность поведения
комплексных соединений в обменных реакциях?
3.4. Диссоциация двойных и комплексных солей
В три пробирки внести по 4–5 капель железоаммониевых квасцов
NH4Fe(SO4)2,
в
четвертую
пробирку
4–5
капель
раствора
гексацианоферрата (III) калия К3 [Fe(CN)6].
В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора роданида аммония
NH4SCN. На наличие, какого иона указывает появление красно-бурой
окраски?
Во вторую пробирку внести 4–5 капель концентрированного раствора
щелочи NaOH и пробирку поместить в водяную баню. На наличии каких
ионов указывает запах аммиака и появление бурого осадка?
В третью пробирку добавить 2–3 капли раствора хлорида бария ВаСl2.
На присутствии какого иона указывает образование белого осадка?
В четвертую пробирку прибавить 2–3 капли роданида аммония
NH4SCN.
Обнаруживается ли ион Fe3+ в растворе соли?
Сравнить с результатом опыта в 1 –ой пробирке.
Запись данных опыта. Написать молекулярные и ионные уравнения
реакций, происходящих во всех пробирках. Ответить на вопросы,
поставленные по ходу опыта. Написать уравнения диссоциации двойной
соли NH4Fe(SO4)2 и комплексной соли К3 [Fe(CN)6].
4. Задачи для самопроверки
1. Укажите: координационное число, (к.ч.), величину и знак заряда
комплексообразования, заряд комплексного иона, лиганды в
следующих комплексных соединениях:
Вариант
Комплексные соединения
59
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
K2[HgI4], [Co(NH3)5H2O]Cl3, K4[Fe(CN)6]
K2[PtCl6], [Cr(H2O)4Cl2] NO3, K3[Co(NO3)6]
K[AuCl4], Na3[Fe(CN)6], K2[Hg(SCN)4]
Na3[Ag(S2O3)2], [Ag(NH3)2]SO4, [Cu(NH3)4]SO4
[Cr(H2O)6]Cl3, [Zn(NH3)4]SO4, Na3[AlF6]
H[BF4], [Ni(NH3)6]SO4, [Fe(CO)5]0
[Ag(NH3)2]OH, H[AgCl4], [Pt(NH3)2Cl2]0
[Ni(NH3)6](OH)2, [Cr(H2O)3Cl3]NO3, Na3[ZrF7]
[Co(H2O)6]SO4, [Cu(NH3)4](OH)2, K[Cr(H2O)2Cl4]
[Pt(NH3)6]Cl, [Co(NH3)4(NO2)2]NO3, [Cr(H2O)4Cl2]NO3
2. Составьте в молекулярной и ионной форме уравнения реакций
получения следующих комплексных соединений:
Вариант
1
2
3
4
5
Комплексные соединения
K2[HgI4], Na2[Sn(OH)4], H2[PtCl6]
[Ag(NH3)2]NO3, [Cu(NH3)4]SO4, H[AuCl4]
[Cr(H2O)6 ]Cl2, K3[Co(NO2)6], Na[Al(OH)4]
K[Ag(CN)2], [Ni(NH3)6](OH)2, Na[Al(OH)4]
[Cd(NH3)4]SO4, K2[Ni(CN)4], [Ag(NH3)2]NO2
3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения обменных
реакций,
происходящих
между
приведенными
ниже
соединениями, имея в виду, что образующиеся комплексные соли
нерастворимы в воде.
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
K4[Fe(CN)6]
Na3[Co(CN)6
K4[Fe(CN)6]
Na4[Co(CN)6]
K3[Fe(CN)6]
Na2[PtCl6]
K[Ag(CN)2]
K4[Fe(CN)6]
K3[Fe(CN)6]
K3[Cu(CN)4]
и
и
и
и
и
и
и
и
и
и
Соединения
CuSO4
FeSO4
AgNO3
FeSO4
AgNO3
AgNO3
CuSO4
ZnSO4
FeSO4
Hg(NO3)2
60
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9
Электрохимические процессы
1. Цель работы: изучить сущность электрохимических процессов на
примере работы гальванического элемента и коррозионных
гальванопар.
2. Основы теории
Электродный потенциал.
При погружении металла в раствор соли или воду у его поверхности,
образуется двойной электрический слой, разность потенциалов в котором,
называется электродным потенциалом металла.
Электродные потенциалы металлов определяют по отношению к
стандартному водородному электроду, потенциал которого условно
принят равным нулю. Стандартные электродные потенциалы металлов,
расположенные в порядке их возрастания, называют рядом напряжений
металлов.
Каждый металл, включая водород, способен вытеснять все
последующие за ним металлы из растворов их солей.
61
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из
разбавленных растворов кислот, анионы которых не обладают
окислительными свойствами.
Гальванический элемент.
Гальванический элемент – это прибор, в
котором химическая энергия окислительновосстановительной реакции превращается в
электрическую (электрический ток).
Гальванический элемент представляет
собой систему, состоящую из двух
электродов, соединенных между собой
проводником
электрического
тока
и
погруженных
в растворы электролитов,
соединенных, в свою очередь, между собой
посредством
электролитного
мостика
(рис.9.1).
Рис. 9.1. Схема медно-цинкового
гальванического элемент
Электрическая энергия получается в системе за счет проведения
реакций окисления на одном электроде и восстановления – на другом.
Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется
анодом. Анодом гальванического элемента всегда является более
активный металл.
Электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется
катодом.
Для приведенного на рис. 9.1 гальванического элемента будет
справедлива следующая схема реакций:
на аноде: Zn0 – 2ē  Zn2+
процесс окисления
на катоде: Cu2+ + 2ē  Cu0
процесс восстановления
Суммарная токообразующая реакция после сложения процессов
окисления и восстановления будет иметь вид:
Zn0+Cu2+ = Zn2+ + Cu0
ионная форма
Zn+CuSO4 = ZnSO4+Cu
молекулярная форма
Электроны от анода по проводнику будут перемещаться к катоду, а
ионы SO42– из сосуда, где находится катод, будут по электролитическому
62
мостику перемещаться в сосуд, где находится анод. Схема такого
гальванического элемента выглядит следующим образом:
(–) Zn│ZnSO4 ││ CuSO4│Cu (+)
Итак, в гальваническом элементе один электрод – анод окисляется
(растворяется), а на другом электроде – на катоде происходит
восстановление того окислителя, который находится в
растворе, в данном случае, ионов Cu2+.
ЭДС гальванического элемента равна разности между электродными
потенциалами катода и анода:
E =  к – а
ЭДС всегда является положительной величиной.
Потенциалы электродов подсчитывают по формуле Нернста:
0,059
  0 
 lg C
n
где  0 – стандартный электродный потенциал данного металла, n – число
отданных или принятых электронов, С – молярная концентрация ионов
металла, моль/л.
Коррозия металлов
Коррозией металлов называют процесс самопроизвольного
разрушения металлов под действием окружающей среды. По механизму
коррозию разделяют на химическую и электрохимическую.
Электрохимическая коррозия металлов – это самопроизвольное
разрушение металлов в токопроводящей среде (влажная атмосфера
влажная почва пары электролитов). Этот процесс сопровождается
появлением электрического тока.
В основе электрохимической коррозии металлов лежит принцип
действия непрерывно работающего гальванического элемента.
При электрохимической коррозии металлов процессы окисления и
восстановления протекают на разных участках металла – анодном и
катодном. Более активный металл является анодом и растворяется, а
катодный процесс зависит от pH среды. В кислой среде на катодном
участке происходит водородная деполяризация:
2H+ + 2ē  H2
В нейтральной среде в присутствии кислорода происходит
кислородная деполяризация:
63
O2 + 2H2O + 4ē  4OH–
Разберем коррозию технического цинка в кислой среде. Технический
цинк содержит примеси менее активных металлов, например, железа. При
контакте железа с цинком в кислой среде, например, в HCl, возникает
гальванический элемент, анодом которого будет цинк. Схема такого
элемента:
(A–) Zn  HCl Fe (K+)
Электродные уравнения процессов:
на аноде: Zn0 – 2ē  Zn2+ процесс окисления
на катоде: 2H+ + 2ē  H2
процесс восстановления
Общее уравнение:
Zn0+2H+ = Zn2+ + H20↑
Zn0 + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
продукт коррозии
Таким образом, цинк, как более активный металл, становится анодом
и подвергается растворению, а на катоде выделяется водород.
Атмосферная коррозия технического железа
Техническое железо также содержит примеси менее активных
металов, например, меди. Создается гальванический элемент:
(A–) Fe  H2O; O2примеси менее активных Мe (К+)
Электродные уравнения процессов:
на аноде: Fe0 – 2ē  Fe2+
2
процесс окисления
–
на катоде: 2Н2O + O2 + 4ē 4OH 1
процесс восстановления
Катодом могут служить как примеси менее активных металлов
(например Cu, Sn), так и карбид железа – цементит Fe3C, который
образуется в доменном процессе при получении железа. Катодом может
служить кислород воздуха, адсорбированный на поверхности сплава.
Первичным продуктом коррозии является Fe(OH)2. Далее происходит
окисление первичного продукта по реакциям:
4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O  4Fe(OH)3
Fe(OH)3 FeOOH + H2O
При этом образуется рыхлый слой ржавчины характерного
красновато-бурого цвета.
Из методов защиты металлов от коррозии следует особо отметить
металлические покрытия – анодное и катодное.
64
Катодное покрытие – покрытие менее активным металлом, потенциал
которого имеет большую алгебраическую величину, например, покрытия
железа кадмием, оловом, медью и т.д. Катодные покрытия защищают
металл только механически, так как при нарушении целостности
покрытия защищаемый металл сам становится анодом и подвергается
окислению.
Анодное покрытие – покрытие более активным металлом, потенциал
которого имеет меньшую алгебраическую величину. Анодное покрытие
защищает металл электрохимически, так как при нарушении целостности
покрытия металл покрытия будет выполнять роль анода, а защищаемый
металл – роль катода и не будет разрушаться.
Рассмотрите вопросы:
Что такое электродный потенциал металла?
Как измеряют электродные потенциала металлов?
Какие факторы влияют на величину электродного потенциала?
Что характеризует ряд напряжений?
Как изменяется восстановительная способность металлов в
зависимости от электродного потенциала?
6. Что такое гальванический элемент?
7. Какой электрод называется анодом, какой – катодом в
гальванической цепи?
8. Как рассчитывается ЭДС гальванического элемента?
9. Что такое коррозия?
10. В чем состоит сущность электрохимической коррозии?
11. В чем отличие коррозии с водородной и кислородной
деполяризацией.
12. Чем отличается механизм защиты анодного и катодного
покрытий?
1.
2.
3.
4.
5.
3.Экспериментальная часть
2.1. Исследование активности металлов
В отдельные стаканчики налейте до метки растворы следующих
солей: CuSO4; Pb(NO3)2; ZnSO4. Во все растворы, кроме соли меди,
опустите медную пластинку. Почему ни в одной пробирке не произошла
65
реакция? В каждую из пробирок опустите железную пластинку. Какие из
металлов вытесняются железом из растворов их солей?
Погрузите во все пробирки пластинку цинка. Напишите уравнения
реакций взаимодействия железа и цинка с солями металлов. Расположите
все металлы в порядке убывания их восстановительной активности,
выпишите стандартные электродные потенциалы металлов, используемых
в данной работе.
2.2. Изготовление гальванического элемента
Возьмите два стаканчика. Один из них заполните раствором
сульфата цинка ZnSO4, другой – сульфатом меди CuSO4. Соедините
стаканы электролитным мостиком, заполненным раствором KCl в смеси с
агар-агаром. В раствор сульфата цинка опустите цинковую пластинку, в
раствор сульфата меди – медную. Пластинки соедините проводом с
гальванометром. Замкните цепь и наблюдайте отклонение стрелки
гальванометра. Выпишите стандартные электродные потенциалы цинка и
меди и сравните их. Определите, какой металл будет анодом, какой –
катодом, запишите схему данного гальванического элемента, укажите
движение электронов по цепи, составьте электродные процессы,
вычислите ЭДС гальванического элемента.
2.3. Коррозия оцинкованного и луженого железа
а) Налить в пробирку 2–3 мл 0,1н раствора сульфата железа FeSO4 и
прибавить несколько капель гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6].
Что наблюдается? Составить уравнения реакции в молекулярной и
ионной формах. Какой ион обнаруживается с помощью этой
качественной реакции?
б) В два стаканчика налить по 15–20 мл 0,2н раствора серной
кислоты и по 2 капли раствора K3[Fe(CN)6]. В один из стаканчиков
опустить полоску оцинкованного железа (покрытие нарушено), в другую
- луженого железа (покрытие нарушено).
В каком стаканчике наблюдается (через несколько минут) интенсивное синее окрашивание?
Записать процессы, протекающие на электродах при работе контактных гальванопар. Определить тип металлического покрытия. Какое
из них более эффективно и почему?
66
4. Задачи для самопроверки
1. Как должны быть составлены гальванические элементы, чтобы в
них протекала указанная реакция?
Вариан
т
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Уравнение реакции
Mg + 2H+=Mg2+ + H2
3H2 + 2Bi3+ = 6H+ + 2Bi0
Zn + 2Ag+ = Zn2+ + 2Ag
Cd + CuSO4 = CdSO4+Cu
Sn + Cu2+ = Cu+ Sn2+
Zn + Hg2SO4=ZnSO4+ 2Hg
Pb + Hg(NO3)2 = Pb(NO3)2 + Hg
2Ag+ + H2 = 2Ag+ 2H+
Mn + 2HCl = MnCl2 + H2
Fe + Pb2+ = Fe2+ + Pb
3H2 + 2Au3+ = 6H+ + Au
Zn+ NiSO4= ZnSO4+ Ni
2Al+ 3CuCl2=2AlCl3+ 3Cu
Zn+ Fe2+ = Zn2+ + Fe
Mg+ Zn2+ = Mg2+ +Zn
2. Какой металл будет растворяться при работе следующих
коррозионных элементов? Составьте уравнения электрохимических
процессов на катодном и анодном участках и определите тип
деполяризации. На сколько уменьшится масса корродирующего металла
при силе тока I А за время τ мин?
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Коррозионная
гальванопара
Cr | HCl | Cu
Fe | H2SO4 | Zn
Mg | HCl | Sn
Fe | H2SO4 | Ni
Sn | H2SO4 | Cu
Ag | NaCl, H2O, O2 | Cu
Fe | H2O, O2 | Ni
Zn | H2O, O2 | Cu
Ni | H2O, H2 S| Ag
I, А
5
7,5
7
5
6
5
6
7
2
τ, мин
15
20
15
20
30
35
15
20
30
Ответ:
∆m, г
0,54
3,02
0,78
1,74
6,64
3,47
1,56
2,82
1,09
3. Какое покрытие металла называется анодным и какое катодным?
Назовите несколько металлов, которые могут служить в качестве а)
67
анодного и б) катодного покрытия железа. Составьте схему коррозии
железа, покрытого медью, а) во влажном воздухе и б) в сильно кислой
среде.
4. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие-анодное
или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во
влажном воздухе и в соляной кислоте. Какие продукты коррозии
образуются в первом и во втором случаях?
5. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие-анодное
или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во
влажном воздухе и в соляной кислоте. Какие продукты коррозии
образуются в первом и во втором случаях?
6. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая
медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок
быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав
продуктов коррозии железа?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №10
Измерение ЭДС гальванического элемента и
определение изменения энергии Гиббса
токообразующей реакции
1. Цель работы: измерить ЭДС гальванического элемента при
заданных концентрациях солей, рассчитать изменение энергии Гиббса и
константу равновесия токообразующей реакции.
2. Основы теории
Гальваническим элементом называется устройство, в котором
химическая
энергия
окислительно-восстановительной
реакции
68
превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух
полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический
электрод, погруженный в раствор электролита. Полуэлементы
соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной
токопроводящим раствором (соляной мостик).
На электродах гальванического элемента идут процессы окислениявосстановления.
Электрод, на котором идет окисление, называется анодом. Анодом в
гальваническом элементе является металл с более низким электродным
потенциалом.
Электрод, на котором идет восстановление, называется катодом.
Значения электродных потенциалов анода и катода определяется
уравнением Нернста (при Т = 298 К):
0,059
(1)
  0 
 lg a (Me n  ) ,
n
где  0 – стандартный потенциал электрода; n – заряд катиона (степень
окисления металла); а – активность иона металла в растворе.
Активность является эффективной концентрацией. Активность
электролита а связана с концентрацией С уравнением
а= ∙С
где  – коэффициент активности, который характеризует отличие свойств
данного раствора от идеального раствора.
Зная электродные потенциалы, можно определить электродвижущую
силу (ЭДС) гальванического элемента.
ЭДС гальванического элемента представляет собой разность
электродных потенциалов катода и анода:
Е=  кат -  ан. ,
(2)
где Е – ЭДС гальванического элемента;  кат – электродный потенциал
катода;  ан – электродный потенциал анода.
Подставив выражения потенциалов катода и анода из уравнения
Нернста (1) в уравнение (2), получаем формулу для расчета ЭДС элемента
в нестандартных условиях
0,059 a ок
E  E0 
lg
,
(3)
n
а вос
где Е0 – ЭДС элемента в стандартных условиях; аок – активность иона
металла – окислителя; авос – активность ионов металла – восстановителя.
69
Если химическая токообразующая реакция в гальваническом
элементе протекает обратимо, то связь между ЭДС (Е) и изменением
энергии Гиббса (∆G) при постоянных температуре и давлении может быть
выражена соотношением:
∆G = -nFЕ ,
(4)
где F – число Фарадея (F = 96500 Кл/моль).
ЭДС гальванического элемента можно с достаточно высокой
точностью измерить экспериментально. На этом основан один из
немногих методов экспериментального определения ∆G.
Используя значение энергии Гиббса, можно вычислить константу
равновесия реакции, протекающей в гальваническом элементе, из
следующего соотношений:
0
G298
  RT ln K p
или
0
G298
 2,3RT lg K p  2,3  8,31  T lg K p  19,15T lg K p
G 0
n  F  E0
отсюда lg K p  

19,15  T 19,15  T
При температуре 298 К
n  E0
lg K p 
0,059
(5)
Рассмотрите вопросы:
1. Что такое гальванический элемент?
2. Что называется стандартным электродным потенциалом металла?
3. Как изменяется окислительная и восстановительная способности в
зависимости от электродного потенциала металла?
4. Какие факторы влияют на величину электродного потенциала?
5. Дать определение электродов: анод, катод.
6. Какие гальванические элементы называются химическими?
7. Какие константы и экспериментальные данные необходимо иметь,
чтобы подсчитать электрическую работу, совершенную гальваническим
элементом?
8. Для гальванического элемента, работающего в обратимых условиях
ЭДС при 298 К больше, чем при 273 К? Работает этот элемент с
выделением или поглощением тепла?
70
9. Что такое поляризация электродов? Как изменяются потенциалы
анода и катода при этом?
10.
Рассмотреть
работу
гальванического
элемента
Н2 / Н2SO4 // AgNO3 /Ag. Рассчитать стандартную ЭДС элемента,
стандартное значение энергии Гиббса и константу равновесия
токообразующей реакции.
3. Экспериментальная часть
Получив задание у преподавателя, собирают гальванический элемент
в соответствии со схемой, приведенной на рис.10.1.
Рис.10.1. Схема гальванического элемента;
1,5 – электроды; 2,4 – сосуды с растворами;
3-солевой мостик (0,5 н раствор КNO3).
4.1. В два сухих стаканчика налить 10–20 мл приготовленных
растворов электролитов. Стаканчики устанавливают в углубления
блока подставки.
3.2. Накрыть стаканчики крышкой и в отверстия вставить
соответствующие электроды.
3.3. Полуэлементы соединить солевым мостиком.
3.4. Подключить гальванической элемент к иономеру и измерить
ЭДС (Еэкспер). Записать экспериментальное значение в тетрадь.
3.5. По окончании работы моют стаканчики, ополаскивают
электроды, солевой мостик помещают в раствор нитрата калия.
Обработка опытных данных
1. Записать схему гальванического элемента. Привести уравнения
электродных и химической токообразующей реакции.
71
2. Рассчитать активность растворов электролитов (а), коэффициенты
активности приведены в таблице (см. приложение в конце работы).
3. Рассчитать табличные значения стандартной ЭДС элемента (Е0табл)
по стандартным значениям потенциалов электродов по уравнению (2).
4. По экспериментально измеренному значению ЭДС (Еэксп)
гальванического элемента, используя уравнение (3), вычислить опытные
значения стандартной ЭДС элемента (Е0эксп.) и сравнить со значением
Е0табл. Объяснить расхождение.
5. По опытному значению стандартной ЭДС элемента (Е0эксп.)
рассчитать изменение энергии Гиббса (∆G ) и константу равновесия ( K p )
окислительно-восстановительной
(токообразующей)
реакции
по
уравнениям (4) и (5).
6. Рассчитать изменение энергии Гиббса из термодинамических
данных и сравнить с величиной ∆G, рассчитанной через ЭДС элемента
(п.5.).
7. Результаты измерений и рассчитанные данные представляют в
форме протокола:
Активность ионов (аок), моль/л –
Активность ионов (авосс), моль/л –
0,059 a ок
lg
–
n
а вос
Еэксп., В
–
∆G, Дж
–
Е0эксп., В
–
Е0табл, В
–
lg K p
–
Kp
–
Результаты проведенных опытов показать преподавателю и сделать
вывод к работе.
Типовой расчет
Пример. Экспериментальное значение ЭДС гальванического элемента
Cd / CdSO4 // AgNO3 /Ag равно Еэксп=1,05 В. Рассмотреть работу элемента,
рассчитать стандартное значение ЭДС Е0эксп (опытное),
изменение
0
энергии Гиббса ∆G298 и константу равновесия К.
Концентрация раствора CdSO4 равна 1м, а AgNO3 – 0,1 м.
1. Из таблицы электродных потенциалов находим, что
72
/ Cd+2 = – 0,40 В, а  0Ag / Ag+ = + 0,799В.
Следовательно,
кадмий
будет
отрицательным
гальваническом элементе, а серебро – положительным.
е
 0Cd
электродом
в
А (–) Cd / CdSO4 // AgNO3 /Ag (+) К
Cd0 – 2е → Сd2+
Ag+ +1е → Ag +
восстановитель
окислитель
окисление
восстановление
+
2+
0
Cd +2Ag = Cd +2Ag
уравнение токообразующей
Cd+2AgNO3= Cd (NO3)2 +2Ag
}
реакции
0
2. Рассчитаем активность растворов электролитов по формуле,
а =  ∙ с. Из таблицы находим  (CdSO4) = 0,041,  (AgNO3) = 0,734
авосст. = а (Сd2+) = 0,041∙ 1 = 0,041
аок = а (Ag+) = 0,734∙0,1= 0,0734
3. Рассчитаем табличную стандартную э.д.с. Е0табл по уравнению (2).
Е0табл =  0кат -  0ан =  0Ag / Ag+ -  0Cd / Cd+2 = 0,799+ 0,40=1,199
4. Из уравнения (3) находим Е0эксп
0,059 a( Ag  )
0
Еэксп  Еэксп 
lg
n
a(Cd 2  )
0,059 0,0734
0
Еэксп
 1,05 
lg
 1,05  0,075  1,0425( В)
2
0,041
0
0
Еэксп
 Етабл
5. Рассчитаем ∆G2980 из уравнения (4):
∆G2980 = – nF Е0эксп = – 2∙96500 ∙1,0425= – 201142 Дж = – 201,142 кДж
6. Рассчитаем константу равновесия K p по уравнению (5)
∆G2980 = – RT ln K p
или
lg K p = 2 ∙ 1,0425 / 0,059  35
lg K p = n Е0эксп / 0,059
K p = 1035
7. Рассчитаем ∆G2980 для токообразующей реакции, протекающей в
растворе при работе гальванического элемента
Cd +2Ag+ = Cd2+ +2Ag
∆G2980 = ∆G2980(Cd2+) - 2∆G2980(Ag+) = –77,65-2∙77,1 = –231,85 (кДж)
73
∆G2980(Cd2+) = –77,65 кДж / моль,
∆G2980 (Ag+) = 77,1 кДж/моль,
Опытное
(из справочника).
и табличное значения ∆G2980 близки по значению, но
0
0
опытное больше, что согласуется со значениями Еэксп
.
и Етабл
Таблица
Средние коэффициенты активности ионов  в водных растворах
некоторых электролитов при 25 °С.
Моляльность
AqNO3
0,001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
0,1
0,2
0,5
1,0
CdSO4
0,925
0,897
0,860
0,793
0,734
0,657
0,534
0,428
0,726
0,639
0,505
0,399
0,307
0,206
0,150
0,102
0,061
0,041
CuSO4
0,74
0,573
0,438
0,317
0,217
0,150
0,104
0,062
0,043
Pb(NO3)2
0,83
0,84
0,76
0,69
0,60
0,46
0,37
0,27
0,043
ZnSO4
0,700
0,608
0,477
0,387
0,298
0,202
0,150
0,104
0,063
0,044
4. Задачи для самопроверки
1. Рассчитайте величину потенциала для следующих электродов:
Вариан Металл
т
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
Al
Mn
Zn
Cr
Fe
Co
Ni
Sn
Pb
Cu
Ag
Электролит
AlCl3
MnSO4
ZnSO4
Cr(NO3)3
FeCl3
CoSO4
NiSO4
SnCl2
Pb(NO3)2
CuSO4
AgNO3
Концентрация
раствора,
(моль/л)
0,002
0,5
0,001
0,02
0,005
10
5
0,2
0,05
0,03
0,001
Ответ
φ, В
-1,710
-1,190
-0,850
-0,773
-0,085
-0,250
-0,229
-0,160
-0,168
0,295
0,623
74
12
13
14
15
Hg
Mg
Cd
Ti
HgSO4
MgSO4
CdSO4
TiCl2
5
0,003
10
0,01
0,870
-2,434
-0,370
-1,689
2. Напишите уравнения реакций, отвечающих работе следующих
гальванических элементов. Укажите направление перемещения
электронов по внешней цепи, процессы на аноде и катоде. Для
стандартных условий, рассчитайте ЭДС элемента, ∆ Gº и Кр.
Вариан
т
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Гальванические элементы
Mn | MnSO4|| H2SO4| H2Pt
Mg | MgSO4|| Ag2SO4| Ag
Al | AlCl3|| ZnCl2| Zn
Ti | TiCl2 || NiCl2 | Ni
Cr | CrCl3|| HCl| H2 , Pt
Fe | FeSO4 || CoSO4| Co
Cd | CdSO4 || Ag2SO4 | Ag
Co | Co(NO3)2|| Bi(NO3)3| Bi
Pt, H2 | H2SO4||Hg(NO3)2| Hg
Pt, H2 | H2SO4|| CuSO4 | Cu
Ni | NiSO4 || H2SO4| H2 , Pt
Ni | NiSO4| Al2(SO4)3 | Al
Bi | Bi(NO3)3 || Zn(NO3)2| Zn
Pt, H2| H2SO4|| MgSO4 | Mg
Cr | Cr(NO3)3 || AgNO3 | Ag
Е°, В
1,18
3,169
0,899
1,38
0,744
0,163
0,202
0,507
0,854
0,340
0,250
1,412
0,993
2,370
1,543
∆ Gº,
кДж
-227,74
-611,62
-520,52
-266,34
-215,39
-31,46
-231,99
-293,55
-164,82
-65,62
-48,25
-817,55
-574,95
-457,41
-446,70
Кр
1040
10107
1091
1047
1038
106
1041
1052
1023
1012
108
10144
10101
1080
1078
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 11
Электролиз
1. Цель работы: ознакомиться с особенностью катодного и анодного
процессов и законами электролиза.
2. Основы теории
Окислительно-восстановительный процесс, вызванный действием
постоянного электрического тока, называется электролизом. Протекать
этот процесс может в растворах или расплавах электролитов.
Проводят электролиз следующим образом.
В электролит погружают два электрода, подключают их к источнику
постоянного тока и устанавливают необходимое напряжение и силу тока.
Электрод, подключенный к отрицательному полюсу, называется катодом.
75
На его поверхность от источника тока подается поток электронов, в
результате чего идет процесс восстановления частиц из pаствоpа, т.е.
катионы или молекулы из pаствоpа присоединяют электроны. Электpод,
подключенный к положительному полюсу, называется анодом. С его
поверхности к источнику тока уходят электpоны, котоpые обpазуются за
счет окисления анионов или молекул воды, находящихся в электpолите.
Сосуд, в котором поводится электролиз, называется гальванической
ванной или электpолизеpом.
Процесс электролиза удобно изображать с помощью схемы, которая
показывает диссоциацию электролита, направление движения ионов,
процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема электролиза
расплава фторида натрия выглядит так:
NaF
Катод (–)
Na+ + e = Na
Na+ + F-
Анод (+)
2F- - 2e = F2
Последовательность электродных процессов
В рассматриваемом примере электролиза расплава фторида натрия
в электролите находились лишь один вид катионов и один вид анионов,
поэтому схема электролиза проста. Однако часто в электролите
присутствуют несколько видов катионов и анионов. В водных растворах
солей кроме катионов и анионов соли всегда присутствуют молекулы
воды. Поэтому возможно протекание нескольких электродных реакций.
Так как на катоде идет реакция восстановления, то в первую очередь
должны востанавливаться наиболее сильные окислители, прежде всего,
протекает реакция с наиболее положительным потенциалом.
Очередность разряда ионов может быть установлена с помощью ряда
напряжений (см. табл.1).
Таблица 1.
Процессы на катоде в зависимость от природы электролита
Электролит - раствор
соли
Металл, образующий
соль, находится в ряду
напряжений
Соль активного металла
от Li...до Al
Катодный пpоцесс
_
2H2O + 2e = H2 +2OH-
Стандартный
потенциал,
φ0 ,В
-0,41в
при рН=7
76
Соль металла сpедней
активности
после Al
до H
Men+ + ne = Me *
2H2 O + 2e = H2 + 2OH-
-1,66в
-0,41в
Соль малоактивного
металла
после Н
Men+ + ne = Meo
>0
* Men+ – катионы металлов
На аноде протекают реакции окисления восстановителей, поэтому в
первую очередь на аноде должны окисляться наиболее сильные
восстановители – вещества, имеющие наиболее отрицательный
потенциал. Если
потенциал металлического анода имеет более
отрицательное значение, чем потенциал окисления ионов ОН- и других
веществ, присутствующих в растворе, то происходит растворение
металла. При этом происходит электролиз с растворимым анодом. Если
потенциал металла или другого проводника первого рода,
используемого в качестве анода, имеет более положительное значение,
то протекает электролиз с нерастворимым анодом. Особенности
анодных процессов можно проследить по таблице 2.
Таблица 2
Процессы на аноде в зависимости от природы электролита и анода
Анод
Неpаствоpимый
(Au,Pt,PbO2,Ti, Ta,
нерж.сталь, графит)
Пpиpода аниона
электpолита
бескислоpодный:
I-,Cl-,Br-,S2-,CN-...
кислоpодсодеpжащий
NO3-,SO42-,PO43-,
CO32-,...
любой анион
Анодный процесс
An- - ne = Ao
*
Стандартный
электродный
потенциал,
φ0 ,В
< +1,23в
+ 0,814в
+
2H2O - 4e = O2+4H
Раствоpимый
(Ag,Zn,Cd,CoFe и
Me - ne = Men+
др.)
n*A – обозначение бескислородных анионов;
Ao – простое вещество.
пpи любом
потенциале
77
На практике в качестве растворимого анода обычно берут металл,
соль которого подвергается электролизу.
Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов
солей.
Пример 1. Электролиз раствора сульфата калия с угольными
электродами.
Представим схему процесса:
K2SO4
Катод (–)
идет восстановление
2K + SO4
Н2О
+
2H2O + 2e = H2 + 2OHпотенциал восстановления
воды равен -0,41 В, а потенциал
восстановления ионов К+ равен
-2,925 В, т.е. отрицательнее,
поэтому катионы К+ остаются
в pаствоpе и около катода
накапливается КОН.
2-
Анод –С (+)
идет окисление
2H2O - 4e = O2 + 4H+;
потенциал разряда ионов
SO42- равен +2,01 В, а
потенциал окисления воды в
нейтральной среде +0,814 В,
поэтом ионы SO42- остаются в
растворе и около анода
накапливается H2SO4.
Составляем суммарное уравнение электролиза в ионной и молекулярной
формах:
Суммарное уравнение электролиза:
2Н2О + 2е = Н2+2ОН2
2Н2 О - 4е = О2+ 4Н+
1
6Н2О = 2Н2 + О2 +4ОН- + 4Н+
В молекулярной форме уравнение выглядит так:
2K2SO4 +6Н2О электролиз Н2 + 4КОН + О2+ 2Н2SО4
Пример 2. Электролиз раствора сульфата цинка с цинковым анодом
В водном растворе сульфата цинка присутствуют ионы соли и
молекулы воды. Составим схему электролиза с растворимым анодом,
используя таблицы 1 и 2. Цинк – металл средней активности,
стандартный электродный потенциал цинкового электрода равен –
78
0,76 В, поэтому на катоде возможны два процесса: восстановление
катионов цинка и молекул воды. На аноде будет окисляться анод (Zn).
ZnSO4
Катод (–)
Анод – Zn (+)
2+
2идет восстановление
Zn + SO4
идет окисление
Zn2+ + 2e = Zn0; φ0 = -0,76В
(2Н2О + 2е = Н2 + ОН- );
Zn0 - 2e = Zn2+ ; φ0 = -0,41В
(побочный процесс)
На практике этот процесс применяется для получения цинкового
покрытия. Так как выделяющийся водород ухудшает качество покрытия,
то катодный процесс восстановления молекул воды замедляется
введением в электролит специальных веществ.
Электролиз с растворимым анодом применяется также и для
рафинирования (очистки) металлов.
Законы электролиза
Количественная характеристика электролиза выражается двумя
законами Фарадея.
1 закон.
Масса вещества m, выделившегося на электродах или перешедшего в
раствор, пропорциональна количеству электричества Q, прошедшего
через раствор.
m= k ∙Q
где k – электрохимический эквивалент; он показывает массу вещества,
выделяющуюся при прохождении единицы количества электричества,
[г /Кл] или [г /А∙ч]; или [кг /Кл] и [кг /А ∙ ч]. Электрохимический
эквивалент связан с эквивалентной массой МЭ и числом Фарадея F
M
зависимостью k  Э , количество электричества Q = I ∙ t. Поэтому
F
M
1закон электролиза может быть записан и в таком виде: m  Э  I  t .
F
где I – сила тока, А; t – время, с (ч).
Если при электролизе на электродах протекают побочные процессы,
то доля общего количества электричества (в %), которая расходуется на
выделение одного из веществ, называется выходом по току этого
вещества:
79
Qi  100
,
Q
где Вi – выход по току i–го вещества; Qi – количество электричества,
израсходованное на превращение i–го вещества; Q – общее количество
электричества, прошедшее через электролит. Выход по току Вт можно
выражать и через массу реально выделенного вещества на электроде
(mпракт) и массу расчитанную теоретически (m теорет):
m
 F  100
Вт= mпракт∙100 / mтеор. или ВТ  практ
MЭ  I t
2 закон
При электролизе различных химических соединений равные
количества электричества, прошедшие через растворы электролитов,
выделяют эквивалентные массы веществ.
m1 M Э (1) k (1)


m2 M Э (2) k (2)
или
m1 : m2 : m3 : … mi = M Э (1) : M Э (2) : M Э (3) : …. M Э (i) = k (1) : k (2) : k (3) : … k (i )
Для непрерывного протекания электролиза на электродах необходимо
поддерживать определенное
напряжение электрического тока,
превышающее разность равновесных потенциалов электродных реакций.
Наименьшее напряжение, при котором возможен электролиз называется
напряжением разложения, которое рассчитывается аналогично ЭДС
гальванического элемента Е =  (+) -  (-).
Bi 
Рассмотрите вопросы:
1. Что называется электролизом?
2. Как влияет пpиpода электролита на а) катодный процесс;
б) анодный процесс?
3. Как влияет пpиpода анода на электродный процесс?
4. Что называется электрохимическим эквивалентом? Как можно его
рассчитать на основании закона Фарадея?
5. Что хаpактеpизует число Фарадея?
6. Что называется: а) выходом по току? б) напряжением разложения?
7. Составьте схему электролиза водных pаствоpов ZnSO4 и AgNO3 c
нерастворимым и растворимым анодом. Рассмотрите напряжение
разложения для этих солей.
80
8. Что позволяет рассчитать 2-ой закон электролиза?
3. Экспериментальная часть
3.1. Электролиз раствора иодида калия.
U – образную трубку закрепить в
зажиме штатива налить в нее
приблизительно до половины раствора
иодида калия, к которому добавить
несколько капель крахмального
клейстера и 2–3 капли pаствоpа фенолфталеина.
Вставить в оба колена тpубки
угольные электроды и включить
постоянный
электрический ток.
Наблюдать окрашивание pаствоpа у
катода и у анода.
Какова реакция pаствоpов у катода
и что наблюдается у анода?
Составить схему электролиза
водного pаствоpа KI, используя
таблицы 1 и 2.
Запишите свои наблюдения.
3.2. Электpолиз
pаствоpа
сульфата натpия.
В U – образную трубку для
электролиза налить pаствоp сульфата
натpия, к которому добавить pаствоp
нейтрального (фиолетового) лакмуса.
Включить ток и наблюдать через 1–2
минуты изменение окраски pаствоpа
у электродов.
Какова реакция pаствоpов у
катода и у анода?
Составить схему электролиза
водного pаствоpа сульфата натрия,
81
используя таблицы 1 и 2. Запишите свои наблюдения. Укажите реакцию
среды (рН).
3.3. Электролиз pаствоpа сульфата меди.
Налить в U – образную трубку pаствоp сульфата меди. Пользуясь
угольными электродами, пропускать ток в течение 4–5 минут.
Что выделяется на электродах?
Составить схему электролиза pаствоpа сульфата меди с
нерастворимым анодом.
Вилку из розетки не вынимать. Медь, выделившаяся на катоде,
потребуется для опыта 3.4.
3.4. Электролиз с pаствоpимым анодом.
Поменять полюса при электролизе в предыдущем опыте, т.е.
пpисоеденить электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к
положительному полюсу и пропускать электрический ток. Наблюдать
pаствоpение меди с анода.
Составить схему электролиза водного pаствоpа сульфата меди пpи
медном аноде (растворимом).
Сделать вывод об особенностях катодных и анодных процессов при
электролизе водных растворов используемых солей.
Практическое применение электролиза разнообразно. В следующем
опыте можно ознакомиться с получением Защитных металлических
покрытий.
3.5. Получение гальванических покрытий
82
Рис.2
для нанесения
Схема установки
гальванопокрытия
1-гальваническая ванна /электpолизеp/; 2-катоды; 3 - аноды; 4 - ползунковый реостат;
5-источник постоянного тока; 6-контактный ключ; 7-ампеpметp /миллиампеpметp/; 8вольтметp.
1. Получить задание у преподавателя и приступить к выполнению
опыта, выбрать соответствующий электролит и режим работы.
Составы электpолитов и pежимы pаботы гальванических ванн
следующие:
Цинкование
Меднение
Никелирование
ZnSO4∙ 7H2O - 215г/л
CuSO4∙5H2O -250г/л
NiSO4∙7H2O -220г/л
Al2(SO4)3 ∙18H2O -30г/л
H2SO4 -75г/л
Na2SO4∙10H2O -30г/л
Na2SO4∙10H2O-50-100г/л C2H5OH -8-10г/л
H3BO3 -5 г/л
Декстpин - 10г/л
NaCl -10 г/л
pН = 3,8-4,4
pН = 1,2-1,5
pН = 5,0-5,2
Дк = 1-1,5 А/дм2
Дк = 1-1,5 А/дм2
Дк = 1 А/дм2
t °С - комнатная
t °С – комнатная
t °С - комнатная
Аноды – Zn
Аноды - Cu
Аноды-Ni
2. Измерить площадь образца с двух сторон и вычислить силу тока I,
по заданной плотности тока Дк. Необходимо учитывать только ту часть
поверхности образца, которая будет погружена в электролит.
Формула для расчета силы тока:
I = Дк ∙ S
3. Обезжирить образец натронной известью (или содой). Стальные
образцы пpедваpительно зачистить наждачной бумагой. Пpомыть
83
проточной водой. (Трогать пальцами обезжиренные образцы нельзя).
Высушить образец фильтровальной бумагой.
4. Провести легкое травление (декапирование) образца в кислоте
(стальные – в разбавленной H2SO4, медные в разбавленной HNO3) в
течение 1-2 минут и промыть проточной, а затем дистиллированной
водой.
5. Погрузить образец в электpолизеp, подключить электpоды и
установить с помощью реостата необходимую силу тока и pегулиpовать ее
в течение всего процесса. Электролиз вести 5–10 минут.
6. Отключить напряжение, вынуть образец, промыть водой, обсушить
фильтровальной бумагой и затем минуты две на воздухе.
7. Отметить качество полученного покрытия. Составить схему
электролиза и рассчитать толщину покрытия, используя плотность
соответствующего металла
ρZn = 7,14 г/см3
ρCu = 8,92 г/см3
ρNi = 8,90г/см3 .
4. Задачи для самопроверки
1.
Составьте схемы электролиза вводных растворов солей А и В с
нерастворимым анодами. Рассчитайте электрохимические эквиваленты к
веществ, выделяющихся на катоде.
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Растворы электролитов и ответ по расчету к
А
к, г/кл
В
к, г/кл
-5
BaCl2
1,04·10
Pb(NO3)2
1,07·10-3
K2CO3
1,04·10-5
Na2S
1,04·10-5
Al(NO3)3
1,04·10-5
NiCl2
3,06·10-4
ZnSO4
3,36·10-4
CuCl2
3,32·10-4
Ni(NO3)2
3,06·10-4
K2SO4
1,04·10-5
AgNO3
1,12·10-3
MgI2
1,04·10-5
Mg(NO3)2
1,04·10-5
CdCl2
5,80·10-4
NaCl
1,04·10-5
CuSO4
3,32·10-4
FeCl3
1,93·10-4
AgSO4
1,12·10-3
Cr(NO3)3
1,79·10-4
SnCl2
6,16·10-4
NaI
1,04·10-5
Ba(CN)2
1,04·10-5
CaCl2
1,04·10-5
Sb(NO3)3
4,21·10-4
Zi2S
1,04·10-5
Bi(NO3)3
7,22·10-4
NaNO3
1,04·10-5
CdCl2
5,80·10-4
Mn(NO3)2
2,85·10-4
KI
1,04·10-5
84
2. Электрический
ток
пропускался
через
последовательно
соединенные электролизеры с растворами CuSO4 и Pb(NO3)2. Какое
количество свинца выделится на катоде, если масса осажденной меди
равна 0,1524 г? Составьте схемы электролиза указанных солей с
нерастворимым и растворимым анодом.
Ответ: 0,4929 г.
3. Через раствор соли кадмия в течении 15 минут проходит ток силой
в 1А и при этом выделяется 0,524 г металлического кадмия. Определите
молярную массу эквивалента кадмия. Составьте схему электролиза
сульфата кадмия с кадмиевым анодом.
Ответ: 56,18 г/моль.
4. При электролизе раствора Cr(NO3)3 за 10 минут на катоде
выделилось 0,26 г хрома. Определите силу тока. Составьте схему
электролиза этой соли с нерастворимым анодом.
Ответ: 2,4 А.
5. Вычислите силу тока, зная, что при электролизе раствора КОН в
течении 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г кислорода. Какое
вещество и в каком количестве выделяется на катоде? Составьте схему
электролиза.
Ответ: 17 А; m (H2) = 0,8 г.
6. Сколько граммов H2SO4 образуется возле анода при электролизе
раствора Na2SO4, если на аноде выделяется 1,12 л кислорода, измеренного
при н.у.? Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде. Составьте
схему электролиза.
Ответ: m (H2SO4) = 9,8 г, m (H2) = 0,2 г.
7. Сколько
ампер-часов
теоретически
необходимо
для
электрохимической очистки (рафинирования) 1 тонны черновой меди,
содержащей 4% посторонних примесей? В чем заключается физический
смысл электрохимического эквивалента и числа Фарадея?
Ответ: 804·103 А· ч
8. Электрохимическим путем восстанавливают катион Au3+. Сколько
электронов потребуется для восстановления 1 моля и 1 моля эквивалентов
золота. Сколько это составит фарадеев?
9. Через раствор хлорида железа (II) FeCl2 пропускали ток силой 2А в
течение 10 минут, а через раствор хлорида железа (III) FeCl3- ток силой 5А
в течение 6 мин. В каком из растворов выделилось больше железа? Ответ
мотивируйте. Составьте схемы электролиза.
Ответ: m (Fe) = 0,348 г в каждом растворе.
85
10. Сколько Кулонов электричества надо пропустить через раствор
серебряной соли, чтобы выделить из раствора 1 г серебра? Что показывает
электрохимический эквивалент?
Ответ: 893,5 Кл.
11. При электролизе соли некоторого металла за 2 ч 24 мин 45 с при
силе тока 8 А на катоде выкристаллизировалось 6,48 г этого металла.
Вычислить эквивалентную массу металла.
Ответ: 9 г/моль.
12. Чему равна сила тока, если при электролизе раствора NaCl в
течении 30 минут на катоде выделилось 8,4 л водорода, измеренного при
н.у. Вычислите массу вещества, выделяющегося на аноде. Составьте
схему электролиза.
Ответ: 40,2 А; m (Cl2) = 26,62 г.
86
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12
Действие кислот и щелочей на металлы
1.Цель работы: Ознакомиться с действием кислот и щелочей на
металлы. Выяснить влияние природы и концентрации кислоты на
характер продуктов при взаимодействии с металлами различной
активности.
2.Основы теории.
В основном состоянии все металлы являются восстановителями. О
восстановительной способности металла можно судить по его положению
в периодической системе элементов Д.И. Менделеева и в ряду
напряжений металлов. Чем левее в периоде и ниже в группе (подгруппе А)
стоит элемент, чем меньше величина электродного потенциала металла,
тем сильнее проявляются его восстановительные свойства.
Действие щелочей на металлы
Некоторые металлы (амфотерные) неустойчивы к действию щелочей.
Такими свойствами обладают такие металлы как Be, Zn, Al, Sn, Pb ,Cr.
При взаимодействии амфотерных металлов со щелочами образуются соли
очень слабых кислот и выделяется водород. Роль щелочи заключается в
растворении защитных амфотерных пленок оксида или гидроксида на
поверхности
металла.
Окислителем
является
вода.
Процесс
взаимодействия металла со щелочью сложный и протекает в несколько
стадий. Рассмотрим взаимодействие бериллия с концентрированным
раствором КОН.
1.Растворение защитной оксидной пленки:
BeO + 2KOH + Н2О = K2 [Be(OН)4]
тетрагидроксобериллат калия
2.Взаимодействие металла с водой:
Be + 2H2O = Be(OH)2 + H2
3.Растворение амфотерного гидроксида Be(OH)2:
Be(OH)2 +2KOH = K2 [Be(OН)4]
Суммируя стадии 2 и 3, получаем общее уравнение реакции
взаимодействия амфотерного металла со щелочью:
Be+ 2KOH +2 Н2О = K2 [Be(OН)4] + Н2
тетрагидроксобериллат калия
87
1 Ве – 2е = Ве2+ – окисление
1 2Н++2е = Н2 – восстановление
Аналогично протекает взаимодействие хрома с концентрированным
раствором щелочи NaOH.
1. Растворение оксидной пленки
Cr2O3 + 6NaOH + 6Н2О = 2Na3[Cr(OH)6]
2. Взаимодействие металла с водой
2Cr+6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2↑
2 Сr – 3е = Cr3+ – окисление
3 2Н++2е = Н2 – восстановление
3. Растворение амфотерного гидроксида Сr(ОН)3 в щелочи
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
После сложения 2и 3 стадий получаем общее уравнение:
2Сr+ 6NaOH +6H2O = 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2↑
Действие кислот на металлы
Характер продуктов взаимодействия металлов с кислотами зависит от
активности металла, природы и концентрации кислоты. При действии
кислоты на металлы роль окислителя играет либо ион водорода, либо
неметалл, входящий в состав кислотного остатка кислородосодержащей
кислоты. Ионы водорода могут окислять только металлы, находящиеся в
ряду напряжений до него.
В таблице 1 приведены продукты восстановления наиболее
применяемых кислот при взаимодействии с металлами различной
активности.
Таблица 1
Кислота
Концентрация Элемент кислоты
окислитель
кислоты
Соляная
HCI
Любая
Н+
Разбавленная
Н+
Концентриров
анная
Сильно
разбавленная
S6+
Серная
H2SO4
Азотная
N5+
Продукты
восстановления
кислот
в
зависимости от концентрации кислоты и
положения металлов в ряду напряжений
Металлы
Металлы
Металлы
активные
средней
неактивные
/от Na до Zn/ активности
/от Н до …/
/от Zn до Н/
Н2
Н2
Нет
взаимодействия
Н2
Н2
Нет
взаимодействия
H2S
S, SO2
SO2 (исключение
Au , Pt)
NH3
N2O,N2
NO, (исключение
(NH4NO3)
Au , Pt)
88
НNO3
Разбавленная
N5+
N2O
(N2O), NO
Концентриров
анная
N5+
NO2
NO2
NO, (исключение
Au , Pt)
NO2,
(исключение Au
, Pt)
Рассмотрим взаимодействие магния с очень разбавленной азотной
кислотой.
Реакция протекает по уравнению:
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4 Mg0-2e =Mg2+ – окисление
1 N5+ +8e=N3- – восстановление
Примечание: азот из HNO3 восстанавливается до аммиака NH3,
который не выделяется, а взаимодействует с HNO3,
образуя нитрат
аммония NH4 NO3 по реакции
NH3+ HNO3 = NH4NO3.
Рассмотрите вопросы:
1. От чего зависит характер продуктов взаимодействия металлов
с кислотами?
2. В чем состоит особенность взаимодействия азотной кислоты с
металлами?
3. Один из металлов группы II В не устойчив по отношению к
щелочи, а при взаимодействии с концентрированной серной кислотой
выделяется газ с запахом тухлых яиц. Какой это металл? Приведите
уравнения реакций со щелочью и кислотой.
4. Металлическая стружка содержит свинец, медь и железо.
Нужно отделить медную стружку, имея в своем распоряжении раствор
щелочи и разбавленную серную кислоту. Чем сначала нужно
обработать стружку? Приведите уравнения соответствующих реакций.
5. Какие металлы не устойчивы к действию щелочи?
6. Какова роль щелочи и воды в реакции взаимодействия
амфотерного металла со щелочью? Подтвердите конкретным
примером.
3. Экспериментальная часть
3.1. Действие соляной кислоты на металлы.
89
Испытать действие соляной кислоты на металлы: железо, цинк,
алюминий, медь. Для этого поместить в четыре пробирки порознь по
кусочку металла и прилить в каждую по 2–3 мл кислоты.
Что происходит? Какие металлы растворяются в соляной
кислоте и какие – нет? Почему?
Написать уравнения всех реакций и для одной из них привести
электронные уравнения.
3.2. Действие разбавленной серной кислоты на металлы.
Повторить предыдущий опыт, заменив соляную кислоту
разбавленной серной. Что наблюдается?
Пробирку с медью нагреть. Происходит ли реакция при
нагревании?
Написать уравнения для всех реакций для одной из них привести
электронные уравнения.
Сравнить взаимодействие соляной и разбавленной серной
кислот с металлами и сделайте обобщающее заключение.
ВНИМАНИЕ!
Опыты 3.3., 3.4., 3.5., 3.6. выполнять только в
вытяжном шкафу и содержимое пробирок не выливать в раковину.
3.3. Действие концентрированной серной кислоты на медь.
В пробирку опустить кусочек меди и прилить 2–3 мл
концентрированной серной кислоты.
Убедившись, что на холоде реакция не протекает, нагреть пробирку.
Определите по запаху, какой газ выделяется (ОСТОРОЖНО).
Составить молекулярное и электронные уравнения происходящей
реакции.
Сделать обобщающий вывод о действии концентрированной H2SO4 на
металлы.
3.4. Действие разбавленной азотной кислоты на медь.
Кусочек меди поместить в пробирку
прилить 2–3 мл
концентрированной азотной кислоты и нагреть (не сильно). Какой газ
выделяется?
Составить молекулярное и электронные уравнения происходящей
реакции.
90
3.5. Действие концентрированной азотной кислоты на медь.
Кусочек меди поместить в пробирку и прилить 1–2 мл
концентрированной азотной кислоты. Что происходит?
Составить молекулярное и электронные уравнения происходящей
реакции.
Сделать обобщающий вывод о действии азотной кислоты любой
концентрации на металлы.
3.6. Действие щелочи на металлы.
Поместить в четыре пробирки отдельно по кусочку следующих
металлов: железа, цинка, алюминия и меди и прилить по 2–3 мл 30%-ного
раствора щелочи NaOH. Слегка нагреть.
С какими из исследуемых металлов взаимодействует щелочь?
Приведите уравнения соответствующих реакций. Какова роль щелочи в
данных реакциях?
Сделать обобщающий вывод о взаимодействии металлов с
растворами щелочей.
4. Задачи для самопроверки
1. На смесь порошков Mg, BeO, Cu, Ag подействовали
концентрированным раствором КОН. Остаток отфильтровали и
обработали разбавленной H2SO4. Оставшиеся металлы растворили в
концентрированной HNO3. Напишите уравнения всех протекающих
реакций.
2. Смесь порошков MnO, PbO, Cu, Zn, Fe обработали раствором
щелочи. К нерастворившемуся остатку прилили соляной кислоты, затем
отфильтровали смесь и на остаток подействовали концентрированной
H2SO4. Составьте уравнения всех возможных реакций. Для окислительновосстановительных процессов составьте электронные уравнения.
3. Необходимо выделить железо из смеси металлов Fe, Sn, Be, Cu в
виде сульфата, имея в своём распоряжении едкий натр NaOH и
разбавленную серную кислоту. Чем сначала нужно обработать смесь?
Составьте уравнения всех возможных реакций. Рассчитайте общий объем
газа, выделяющегося при этом(н.у.), если были взяты мольные количества
металлов?
Ответ: 67,2 л.
91
4. В четыре пробирки с раствором едкого натра NaOH добавили по
кусочку олова, железа, меди и бериллия соответственно. Какие металлы
взаимодействуют с раствором щелочи? Какой суммарный объем газа (н.у.)
можно получить при растворении 1 моля этих металлов?
Ответ: 44,8 л.
5. Сплав, содержащий Mg, Cu, Ni, Zn обработали избытком щелочи.
Остаток отделили и растворили в разбавленной серной кислоте. Составьте
уравнения всех возможных реакций. Какой газ и сколько по объему
(суммарно) выделится при растворении остатка в кислоте, если были
взяты мольные количества металлов (н.у.)?
Ответ: 44,8 л.
6. Смесь порошков Мg, Ag, Pt обработали концентрированной
азотной кислотой. Остаток отфильтровали и растворили в царской водке.
Составьте соответствующие уравнения реакций. Для окислительновосстановительных процессов cоставьте электронные уравнения.
7. Необходимо выделить Ni из смеси металлов Ni, Al, Zn, Ag в виде
сульфата, имея в своём распоряжении едкий натр NaOH и разбавленную
серную кислоту. Чем сначала нужно обработать смесь? Составьте
уравнения всех возможных реакций. Рассчитайте общий объем газа,
выделяющегося при этом (н.у.), если были взяты мольные количества
металлов?
Ответ: 112 л.
8. На смесь порошков Mn, Be, SnO,Cu подействовали
концентрированным раствором КОН. Остаток отфильтровали и
растворили в концентрированной серной кислоте. Составьте электронные
и молекулярные уравнения всех протекающих реакций.
9. Металлический порошок, состоящий из Cu, Ni, Ag, Au растворили
в разбавленной азотной кислоте. Остаток отфильтровали и растворили в
царской водке. Выразите происходящие реакции соответствующими
уравнениями. Подберите коэффициенты в уравнениях методом
электронного баланса.
10. Сплав, содержащий Sn, Cu, Mg обработали концентрированным
раствором щелочи (КОН). Остаток отфильтровали и разделили на 2 части.
Одну часть обработали разбавленной H2SO4, а другую – разбавленной
HNO3. Выразите все происходящие процессы соответствующими
уравнениями. Подберите коэффициенты в уравнениях методом
электронного баланса.
92
11. Смесь порошков Zn, Al, Cu обработали раствором едкого натра
NaOH. Остаток отфильтровали и растворили в концентрированной серной
кислоте. Составьте уравнения всех происходящих реакций. Подберите
коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса.
12. Смесь порошков CuO, PbO, Fe обработали в щелочи, остаток
отфильтровали и растворили в разбавленной азотной кислоте. Выразите
все происходящие процессы соответствующими уравнениями (в
молекулярной, электронной и ионной формах).
13. Смесь порошков Al2O3, CuO, Zn, Ag обработали раствором едкого
калия (КОН), остаток отфильтровали и обработали концентрированной
азотной кислотой. Составьте уравнения происходящих реакций. Для
окислительно-восстановительных процессов напишите электронные
уравнения.
14. Одинаковое ли количество серной кислоты потребуется для
растворения 40 г никеля, если в одном случае взять концентрированную
кислоту, а в другом – разбавленную? Сколько граммов серной кислоты
пойдет на окисление никеля в первом случае и сколько во втором? Какой
ион будет окислять никель в первом и во втором случае?
Ответ: неодинаковое, по 66,44 г.
15. Требуется растворить кусок серебра в азотной кислоте. Какую
кислоту выгоднее взять, концентрированную или разбавленную? В каком
случае расход HNO3 будет меньше? Сделайте расчет для одного моля
серебра.
Ответ: 126 г; 83,79 г.
93
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №13
Химические свойства элементов,
используемых в производстве
радиоматериалов
1. Цель работы: изучить характерные свойства элементов группы I B
и IV A и ознакомиться с качественными реакциями на эти элементы.
2. Основы теории
Элементы I B группы периодической системы Д.И. Менделеева
Медь, серебро, золото составляют I B группу периодической системы.
Валентные электроны у них располагаются на внешнем и предвнешнем
энергетических уровнях (n – 1) d10ns1 – подуровнях. Наличие на внешнем
энергетическом уровне их атомов одного s – электрона обуславливает
сходство этих элементов с элементами группы I А, т.е. со щелочными
металлами: они образуют одновалентные ионы Э+, оксиды состава Э2О.
Однако, присутствие в атомах этих элементов сравнительно
подвижного 18-электронного преднаружного d – подуровня сообщает им
отличительные особенности, характерные для d – металлов. Радиусы
атомов элементов подгруппы меди приблизительно вдвое меньше
радиусов атомов щелочных металлов, поэтому они менее активны. В
своих соединениях они проявляют переменную степень окисления – медь:
+1, +2 (устойчивая +2), серебро: +1, +2 (устойчивая +1), золото: +1, +2, +3
(устойчивая +3). Эти металлы являются слабыми восстановителями,
имеют положительный стандартный электродный потенциал, поэтому не
растворяются в разбавленной серной и соляной кислотах.
Важной особенностью ионов меди, серебра и золота является их
способность легко восстанавливаться до металлов и склонность к
образованию комплексных соединений.
94
Элементы IV A группы периодической системы Д.И. Менделеева
Вместе с углеродом кремний, германий, олово и свинец образуют
IV A группу периодической системы элементов. На внешнем
энергетическом уровне атомов этих элементов содержится четыре
валентных электрона – ns2np2. В своих соединениях они проявляют
переменную степень окисления – 4, +2, +4. Наиболее устойчивой является
степень окисления +4, исключение составляет свинец, который имеет
устойчивую степень окисления +2.
Углерод, кремний из-за большой энергии ионизации не склонны к
образованию положительных ионов. Для их соединений характерна
ковалентная связь. Способность к образованию положительных ионов
появляется у германия (Gе2+) и усиливается к олову и свинцу, ионы,
которых Sn2+ и Рb2+ известны в водных растворах. Отрицательная степень
окисления для последних двух элементов не характерна.
Нарастание металлических свойств в подгруппе связано, как обычно,
с ростом радиусов атомов и уменьшением энергии ионизации.
Углерод и кремний – неметаллы, германий сочетает свойства
неметалла и металла (полупроводник).
Олово и свинец – металлы. Возрастание атомной массы в подгруппе
приводит к увеличению плотности простых веществ, но вместе с тем к
понижению точек плавления и кипения. Это вызвано уменьшением
прочности химических связей между частицами соответствующих
веществ.
С разбавленными соляной и серной кислотами углерод, кремний и
германий не взаимодействуют. Олово, хотя и медленно, растворяется в
них. Свинец из-за плохой растворимости образующихся солей не
растворяется в этих кислотах.
Лучшими растворителями для кремния и германия является смесь
азотной и фтороводородной кислот. Олово и свинец взаимодействуют с
концентрированными азотной, серной кислотами с образованием
соответствующих солей. Взаимодействие олова с концентрированной
азотной кислотой протекает по аналогии с германием, т.е. с образованием
нерастворимого соединения по схеме:
Sn+ HNO3конц
H2SnO3 + NO2
оловянная к-та
95
Кремний, германий, олово и свинец не устойчивы к действию
концентрированных растворов щелочей. Олово и свинец при этом ведут
себя как типичные амфотерные металлы.
У соединений четырехвалентных элементов от углерода к свинцу
усиливаются окислительные свойства, а у соединений со степенью
окисления (+2) ослабляются восстановительные свойства.
Диоксиды и соответствующие им гидроксиды закономерно изменяют
кислотно-основной характер – усиливаются основные свойства при
переходе от углерода к свинцу:
СО2
H2CO3
SiO2
H2SiO3
GeO2
H2GeO3
SnO2
Sn(OH)4
H2SnO3
PbO2
Pb(OH)4
H2PbO3
ослабление кислотных свойств
Рассмотрите вопросы:
1. Укажите положение меди и серебра в периодической системе
элементов и составьте электронные формулы их атомов. Почему
восстановительные свойства меди и серебра выражены слабее, чем у
щелочных металлов?
2. Пользуясь рядом напряжений металлов, укажите, могут ли медь и
серебро при обычных условиях вытеснять водород из разбавленных
кислот?
3. Что происходит при действии на медь и на серебро серной
кислоты:
а) разбавленной, б) концентрированной при нагревании?
4. В каких реакциях проявляется неустойчивость гидроксидов меди и
серебра и чем объясняется эта неустойчивость?
5. Какой гидроксид имеет более основной характер: СuOH или
Сu(OH)2? Ответ мотивируйте.
6. Составьте формулы комплексных ионов меди (2), принимая
координационное число равным 4, если в качестве лигандов будут: а)
молекулы аммиака; б) цианид-ионы СN-. Допишите формулу внешней
сферы комплексов.
7. Гидроксид меди (2) растворим в кислотах и в растворе аммиака.
Напишите в молекулярной и ионной форме соответствующие реакции.
96
8. Какое практическое значение имеет малая устойчивость
соединений серебра? В чем заключается сущность фотохимического
разложения соединений серебра?
9. Приведите примеры реакций, иллюстрирующих усиление в ряду
Ge – Sn – Pb металлических свойств.
10. Чем объясняется тот факт, что не растворимый в воде Sn(OH)2
растворяется в кислоте и щелочи?
11.
Приведите
уравнения
реакций,
характеризующие
восстановительные свойства соединений олова (2).
3. Экспериментальная часть.
МЕДЬ
3.1. Получение и свойства гидроксида меди (2).
Налейте в пробирку 5–6 капель 1н раствора сульфата меди (1)
добавьте такой же объем 2н раствора щелочи NaOH. Осторожно нагрейте
содержимое пробирки. Что происходит? Напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионной форме.
3.2. Получение и свойства гидроксида меди (1).
В коническую пробирку налейте 1–2 капли 0,5н раствора хлорида
меди (2) CuCl2, 4–5 капель 2н раствора щелочи NaOH и 5–6 капель 1%–
ного раствора глюкозы С6Н12О6. Смесь хорошо перемешайте, затем
нагрейте на водяной бане. Объясните образование желто-оранжевого
осадка и его последующее превращение при более сильном нагревании в
красный осадок. Сравните окраску оксидов и гидроксидов меди в опытах
3.1 и 3.2. Составьте уравнение реакций: а) получения гидроксида меди(1),
учитывая, что глюкоза окисляется хлоридом меди (2) до глюконовой
кислоты
//О
//О
СН2ОН (СНОН)4 – С
СН2ОН (СНОН) – С
\Н
\ OН
б) разложения гидроксида меди (1).
3.3. Окислительные свойства ионов Cu2+.
97
Внесите в пробирку по 4–5 капель растворов 1н сульфата меди CuSO4
и
0,5н иодида калия КI. Наблюдайте изменение окраски раствора и
выпадение осадка. Чтобы определить цвет осадка добавьте в пробирку 3–4
капли 2н раствора сульфита натрия Na2SO3 для восстановления иода (до
исчезновения желтой окраски). Какого цвета осадок Cu2I2? Напишите
уравнение реакции взаимодействия сульфата меди CuSO4 с иодидом
калия, продуктами реакции являются иодид меди (1) Cu2I2 и I2. Осадок
сохранить для опыта 3.4.
3.4. Комплексные соединения меди.
а) Получение тиосульфатного комплекса меди (1)
В пробирку с осадком иодида меди (1), полученным в опыте 3.3,
прибавить несколько капель 0,5н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3.
Что происходит с осадком? Написать уравнение реакции в молекулярной
и ионной форме, учитывая, что лигандами являются ионы S2О32- и что
координационное число меди равно 2.
б) Получение аммиачного комплекса меди (2).
Качественная реакция на ионы Cu2+.
Внесите в коническую пробирку 2–3 капли 1н раствора сульфата
меди (2) CuSO4 и прибавьте по каплям 2н раствор гидроксида натрия
NaOH. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной форме и
отметьте цвет выпавшего осадка. К полученному осадку гидроксида меди
(2) добавьте по каплям концентрированного раствора гидроксида аммония
NH4OH. Что произошло с осадком? Обратите внимание на цвет
образовавшегося раствора, который характерен для ионов аммиачного
комплекса меди (2).
Составьте уравнение реакции образования комплексного основания
меди в молекулярной и ионной форме, координационное число меди
равно 4.
Сравните силу гидроксида меди (2) и комплексного основания.
Объяснения мотивируйте.
3.5. Обнаружение меди в сплавах (опыт выполнять под вытяжкой)
Получите у лаборанта кусочек латуни или бронзы. Каков цвет сплава?
Положите кусочек сплава в пробирку и добавьте 7–8 капель
концентрированной азотной кислоты. Появляется ли сине-голубое
окрашивание раствора? Перенесите 2–3 капли полученного раствора в
чистую
пробирку
и
добавьте
к
нему
несколько
капель
98
концентрированного раствора гидроксида аммония NH4OH. Изменение
голубой окраски раствора на васильковую указывает на образование иона
[Cu(NH3)4]2+ и, следовательно, на наличие меди в используемом сплаве.
Составьте уравнения реакций растворения меди в концентрированной
азотной кислоте и образования аммиачного комплекса меди.
СЕРЕБРО.
При работе с серебром следует помнить о ценности всех его
соединений, поэтому необходимо применять минимальные количества
препаратов, и все остатки после реакции сливать в специальные сосуды.
3.6. Получение оксида серебра
В пробирку внесите 3–4 капли 0,1н раствора нитрата серебра AqNO3,
затем добавьте несколько капель 2н раствора NaOH до выпадения осадка
оксида серебра. Напишите уравнения реакций образования гидроксида
серебра и его распада. Обратите внимание на изменение цвета осадка.
Осадок сохранить для опыта 3.7.
3.7. Получение аммиачного комплексного основания серебра
К осадку оксида серебра, полученного в опыте 3.6., прибавить по
каплям концентрированный раствор гидроксида аммония NH4OH. Что
происходит с осадком? Какой цвет образовавшегося раствора?
Напишите
уравнение
реакции
образования
растворимого
комплексного основания серебра, координационное число серебра равно
2. Сравните его устойчивость с гидроксидом серебра (опыт 3.6).
3.8. Получение малорастворимых солей серебра. Качественная
реакция на ионы Aq+.
В три пробирки внести по 1–2 капле 0,1н раствора AqNO3. В одну
пробирку прибавить каплю 0,5н хлорида калия КСl, в другую – 0,5н
бромида калия КВr, в третью 0,1н иодида калия КI.
Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения
соответствующих реакций. Отметьте цвета осадков галидов серебра и
сохраните их для следующих опытов.
3.9. Получение аммиачных комплексных солей серебра.
К полученному в опыте 3.8 осадкам галидов серебра прибавить по
одной капле 25%-ного раствора гидроксида аммония NH4OH. Что
99
происходит с осадками? Одинаково ли идет взаимодействие хлорида,
бромида и иодида серебра с аммиаком?
Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций.
Расположите галиды серебра в порядке способности их образовывать
растворимые комплексные соединения с аммиаком.
3.10. Получение тиосульфатного комплекса серебра.
К ранее полученным в опыте 3.8 галидам серебра добавьте избыток
0,5н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Что наблюдается?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме,
учитывая, что лигандами являются ионы S2O32-. Какие свойства
тиосульфата натрия (гипосульфита) определяют применения его в
фотографии?
КРЕМНИЙ
3.11. Отношение кремния к щелочи (под вытяжкой)
Поместите несколько крупинок кремния в пробирку и добавьте 6–8
капель концентрированного раствора NaOH, смесь нагрейте. Какой газ
выделяется?
Напишите электронное и молекулярное уравнение реакции.
3.12. Получение кремниевых кислот
Качественная реакция на ион SiO32-.
а) в большую пробирку налейте 2–3 мл концентрированного раствора
силиката натрия Na2SiO3, быстро прилейте 1–2 мл 20%-ного раствора
соляной кислоты HCl и перемешайте стеклянной палочкой. Объясните
наблюдаемое и составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной
форме.
б) в большую пробирку налейте 5 мл концентрированного раствора
силиката натрия Na2SiO3 и пропустите в него углекислый газ из аппарата
Киппа до появления студенистого осадка. Каков состав осадка? Приведите
уравнение реакции в молекулярной и ионной форме. Образование осадков
в опытах «а» и «б» является качественной реакцией на ион SiO32-.
ОЛОВО.
3.13. Отношение олова к кислотам (под вытяжкой)
100
В три пробирки положить по кусочку металлического олова. В
первую пробирку добавить 2–4 капли концентрированной соляной
кислоты
(ρ = 1,19 г/см3), во вторую – такое же количество
концентрированной серной кислоты, в третью – концентрированной
азотной кислоты. Отметьте, как реагируют олово с указанными кислотами
на холоде. Осторожно нагрейте каждую пробирку. Как реагирует олово с
кислотами при нагревании?
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Укажите
окислитель и восстановитель. Следует учесть, что при взаимодействии с
соляной кислотой олово проявляет степень окисления +2.
3.14. Отношение олова к щелочам
В пробирку поместите кусочек олова и добавьте 5-6 капель
концентрированного раствора щелочи NaOH. Осторожно нагрейте
пробирку до кипения. Что наблюдается?
Приведите молекулярное, электронные и ионное уравнения реакции.
3.15. Восстановительные свойства соединений олова (2)
В пробирку налейте 3–4 капли 0,25н перманганата калия КMnO4затем
1–2 капли 2н раствора Н2SO4 и 4–5 капель 2н раствора SnCl2. Наблюдайте
за изменением окраски.
Напишите молекулярное, электронные и ионное уравнения реакции,
учитывая, что КMnO4 превращается в сульфат марганца (2).
3.16. Получение и свойства гидроксида олова (4)
В две пробирки налейте по 3–4 капли 0,5н раствора хлорида олова (4)
SnCl4 и по 2–4 капли 2н раствора щелочи NaOH (до выпадения осадка). В
одну пробирку с осадком добавить несколько капель 10% соляной
кислоты НСl, в другую – несколько капель концентрированного раствора
щелочи NaOH (до растворения осадка).
Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций:
а) получения гидроксида олова (4);
б) взаимодействия этого гидроксида с кислотой, щелочью.
На какие свойства гидроксида указывает растворение его в кислоте и
щелочи?
4. Задачи для самопроверки
1. Закончите уравнения реакций:
101
а) Cu(OH)2 + SnCl2 + KOH → Cu2O + …
б) CuCl + O2 + HCl→CuCl2 + …
Какие свойства проявляют соединения меди в этих реакциях? Сколько
потребуется хлорида олова для получения 28,8 г оксида меди (I) по
уравнению «а»?
Ответ: 38г.
2.Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Cu → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2
Какой объем газа выделится при растворении 0,5 моля меди в
разбавленной азотной кислоте при н.у.?
Ответ: 7,47л.
4. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Cl2
NaOH
HCOH
NH4OH
Cu → a →
в → c → d
Назовите полученные соединения. Сколько образуется вещества «d» при
растворении двух молей вещества «с» в водном растворе аммиака?
Ответ: 460г.
5. Как извлекают серебро из соединений при его получении? Как
восстанавливают его? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Сколько потребуется восстановителя для получения 216г серебра из
сульфида Ag2S?
Ответ: 65г.
6. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Ag →AgCl →K[Ag(CN)2] → Ag → AgNO3
Какой объем газа (какого?) выделится (н.у.) при взаимодействии
серебра с 50 мл 12%-ного раствора азота кислоты (плотность 1,066 г/см3)?
Ответ: 0,569л.
7. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Ag → AgNO3 →Ag2O → [Ag(NH3)2]OH
Сколько миллилитров 25%-ного раствора аммиака (плотность 0,918 г/см3)
потребуется для растворения 23 г оксида серебра Ag2O?
Ответ: 61 мл.
8. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Ag2O → [Ag(NH3)2]OH → Ag → AgNO3 → Ag2O
Сколько можно получить оксида серебра из двух молей нитрата серебра
AgNO3?
Ответ: 232г.
9. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
102
F2
Si →
H2O
х →
NaOH
y →
H2SO4
z → q
Назовите образующиеся вещества. Сколько миллилитров 10 %-ной серной
кислоты (плотностью 1,07 г/см3) потребуется для взаимодействия с 6,1 г
вещества « q» ?
Ответ: 45,79мл.
10.
Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
/ SiH4
SiF4 → SiO2 → Si
→
SiH4
\ Na2SiO3
Какой объем силана SiH4 можно получить из 5,6 г кремния при н.у.?
Ответ: 4,48л.
11. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
SiO2 → Si → SiF4 → SiO2 → K2SiO3
Сколько миллилитров 30 %-ного раствора KOH плотностью 1,51 г/см3
потребуется для получения 57,5 г силиката калия?
Ответ: 75,63мл.
12. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
GeO2 → Ge → GeCl4 → GeO2 → K2GeO3
Сколько потребуется диоксида германия для получения 298,5 г
германата калия?
Ответ: 134,52г.
13. Почему германий не взаимодействует с разбавленной серной
кислотой, тогда как в концентрированной он растворяется? Составьте
уравнения реакций германия: а) с концентрированной серной кислотой; б)
с концентрированным раствором NaOH в присутствии Н2О2. Сколько
миллилитров 30%-ной щелочи плотностью 1,33 г/см3 потребуется для
растворения 7,3 г германия?
Ответ: 20,05мл.
14. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
F2
Ge →
H2O
х → y
H2
→
HNO3
z → q
Сколько миллилитров 10 %-ной азотной кислоты плотностью 1,054 г/см3
потребуется для получения 32,1 г соединения «q». Назовите все
образующиеся вещества.
Ответ: 95,64мл.
15. Закончите уравнения реакций, приведите уравнения электронного
баланса:
Ge+HF→
Ge+HNO3+HCl→
103
Ge+KOH→
Какой газ и сколько по объему (н.у.) образуется при взаимодействии 73 г
германия со смесью азотной и соляной кислот?
Ответ: 29,87 л.
15. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Sn → SnSO4 → Sn(OH)2 → Na2SnO3
Сколько миллилитров 2М раствора серной кислоты потребуется для
растворения 11,9г олова?
Ответ: 50мл.
16. Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
Sn → Na2SnO2 → Na2SnO3 → H2SnO3 → Sn
Назовите образующиеся вещества. Какой газ и сколько по объему (н.у.)
образуется при превращении 5,7 г олова в станнит натрия Na2SnO2?
Ответ: 1,12л.
17.Составьте уравнения реакций, протекающих по схеме:
SnO2 → Sn → K2[Sn(OH)4] → K2[Sn(OH)6]
Сколько миллилитров 30 %-ного раствора КОН (плотность 1,35г/см3)
потребуется для растворения 22,8 г олова?
Ответ 52,98мл.
104
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №14
Соединения d–элементов
1. Цель работы: изучить химические свойства некоторых переходных
металлов и их соединений.
2. Основы теории:
Металлы побочных подгрупп, так называемые переходные элементы,
относятся к d – элементам, поскольку в их атомах заполняются
электронами d – орбитали. Электронное строение атомов этих металлов
выражается формулами (n-1)d1-10ns2
и (n-1)d10ns1 (для элементов
подгруппы меди).
Металличность переходных элементов объясняется наличием двух
или одного электронов во внешнем электронном слое. Поэтому для всех
металлов характерна низшая валентность, равная двум, что соответствует
возбужденному состоянию атомов: ns2→ns1np1 или единице: ns1 (для
элементов подгруппы меди).
Незавершенный d – подуровень предвнешнего электронного слоя
обусловливает многообразие валентных состояний металлов побочных
подгрупп, что в свою очередь объясняет существование большого
количества их соединений.
105
Наиболее устойчивые степени окисления d – металлов соединения
которых для наиболее устойчивого состояния электронов в d – подуровне
((n-1)d5 или (n-1)d10). Например,
Fe2+ ……3d64s0 – менее устойчивое состояние;
Fe3+ ……3d54s0 – более устойчивое состояние.
Оксиды и гидроксиды переходных металлов могут проявлять
основной, амфотерный и кислотный характер в зависимости от валентного
состояния d-металла. Например,
+2
CrO
Cr(OH)2
+3
Cr2O3
Cr(OH)3
Основной характер
Амфотерной характер
+6
СrO3
H2CrO4
Н2Сr2O7
Кислотной характер
Окислительно-восстановительные
свойства
соединений
рассматриваемых металлов также связаны с валентным состоянием
металла. Соединение с низшей степенью окисления обычно проявляют
восстановительные свойства, а с высшей степенью окисления –
окислительные.
Например, для оксидов и гидроксидов марганца окислительновосстановительные свойства изменяются следующим образом:
+2
MnO
Mn(OH)2
+3
Mn2O3
Mn(OH)3
Усиление восстановительных свойств
+4
MnO2
Mn(OH)4
+6
MnO3
H2MnO4
+7
Mn2O7
HMnO4
Усиление окислительных свойств
Характерной особенностью соединений переходных металлов
является из способность к комплексообразованию, что объясняется
наличием у ионов металла достаточного числа свободных орбиталей во
внешнем и предвнешнем электронных уровнях. Поэтому d – металлы
могут выступать акцепторами, а H2O, NH3, CN-, I- и др. – донорами
электронных пар при донорно-акцепторном взаимодействии, в результате
которого образуются комплексные ионы. Так, труднорастворимый
гидроксид меди легко растворяется в избытке аммиака:
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-,
а иодид серебра – в избытке иодида калия:
AgI + KI = K[AgI2]
AgI + I- = [AgI2]-
106
Рассмотрите вопросы:
1. Напишите электронные формулы атомов а) хрома; б) марганца;
в) железа; г) кобальта; д) никеля? Какую валентность проявляют эти
элементы в невозбужденном и возбужденном состояниях?
2. С помощью уравнений реакций докажите амфотерность гидроксида
хрома (3).
3. В какой степени окисления а) марганец и б) хром проявляют только
окислительные свойства? Напишите электронные формулы
марганца и хрома в этой степени окисления.
4. Могут ли существовать совместно а) Fe(OH)3 и CO2, б)Fe(OH)3 и
H2S, в)Ni(OH)2 и H2O2, г) FeCl3 и H2S? Напишите соответствующие
уравнения реакций.
5. Напишите уравнения реакций растворения железа: а)в соляной
кислоте; б) серной кислоте (концентрированной и разбавленной);
в)азотной кислоте (концентрированной и разбавленной).
3. Экспериментальная часть.
3.1. Получение гидроксидов Cr(3), Fe(3) и Ni(2).
В три пробирки налейте по 3-4 капли растворов Cr(NO3)3, FeCl3 и NiSO4. Запишите цвет растворов и составьте уравнение диссоциации этих
солей.
В каждую пробирку приливайте по каплям раствор гидроксида
натрия NaOH. Составьте молекулярные ионные уравнения реакций
получения Cr(OH)3, Fe(OH)3 и Ni(OH)2 и сделайте вывод о методе
получения нерастворимых оснований. Отметьте цвет осадков
гидроксидов. Осадки оставить для опыта 3.2.
3.2. Изучение кислотно-основного характера гидроксидов Cr(3),
Fe(3) и Ni(2).
Полученные в п.3.1. осадки разделите на две части. К одной части
добавьте по каплям раствор соляной кислоты HCl, к другой – раствор
гидроксида натрия NaOH (избыток). Что наблюдается. Составьте
уравнение протекающих реакций в молекулярной и ионной формах и
сделайте вывод о химическом характере гидроксидов Cr(OH)3, Fe(OH)3 и
Ni(OH)2.
107
3.3. Изучение
окислительно-восстановительных
свойств
гидроксидов Fe(2),Co(2) и Ni(2).
а) В трех пробирках получите гидроксиды железа Fe(II), кобольта (2)
и никеля (2) действием щелочи на растворы солей FeSO4, CoCl2 и NiSO4.
Оставьте их на 3 минуты на воздухе и наблюдайте, какие из них
окисляются кислородом воздуха. Составьте уравнения соответствующих
реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса. Как
изменяется цвет гидроксидов Fe(OH)2, Co(OH)2 и Ni(OH)2? Осадки
сохранить
б) В пробирку с гидроксидом кобальта (II) добавьте 3–4 капли
раствора пероксида водорода H2O2. Что наблюдается? Какого цвета
образовался осадок Co(OH)3? Составьте уравнение реакции и подберите
коэффициенты методом электронного баланса.
в) Осадок Ni(ОН)2 разделите на две части. К одной части добавьте
пероксид водорода H2O2, а к другой – бромной воды (под вытяжкой!). Что
наблюдается? Составьте уравнение протекающей реакции. Какого цвета
осадок Ni(OH)3?
По результатам опыта 3.3. сделайте вывод о восстановительных
свойствах гидроксидов Fe(OH)2 , Co(OH)2 и Ni(OH)2.
3.4. Окислительные свойства перманганата калия КMnO4
а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия при
различных значения рН среды.
В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора перманганата калия.
В одну пробирку добавьте 2 капли разбавленного раствора серной
кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 2–3 капли раствора
щёлочи. Во все три пробирки прибавьте по 1 микрошпателю
кристаллического сульфита натрия или калия. Как изменится
первоначальная окраска раствора перманганата в каждом случае? Чем это
вызвано?
Запись данных опыта: в молекулярных уравнениях следует
расставить коэффициенты,
используя метод электронного баланса;
указать окислитель и восстановитель.
1) pH < 7 KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
2) pH = 7 KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH
3) pH > 7 KMnO4 + Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
108
Сделать вывод о восстановлении Mn+7 в различных средах.
б) Восстановление перманганата калия сульфатом марганца.
Внесите в пробирку 3–4 капли раствора перманганата калия и
столько же сульфата марганца. Отметить исчезновение фиолетовой
окраски и образование бурого осадка. Опустите в пробирку синюю
лакмусовую бумажку. Как изменилась ее окраска? Какова реакция среды в
полученном растворе?
KMnO4 + MnSO4 + H2O  MnO2 +K2SO4 + H2SO4
Уравнять реакцию методом электронного баланса, указать
окислитель и восстановитель.
3.5. Взаимные превращения хроматов и дихроматов
а) К 3–4 каплям раствора хромата калия K2CrO4 прилейте равный
объем серной кислоты Н2SO4. Объясните, почему изменилась окраска
раствора и составьте молекулярное и ионное уравнения реакции.
б) К 3–4 каплям дихромата калия K2Cr2O7 прилейте 3–4 капли
раствора щелочи NaOH. Что происходит? Составьте молекулярное и
ионное уравнения реакции. При каких значениях рН существует в
растворах дихроматы, хроматы и каков цвет этих ионов в растворе?
3.6. Качественные реакции на некоторые катионы d-металлов
Реакции ионов хрома (Cr3+ и CrO42-)
а) К 2–3 каплям зеленого или фиолетового раствора соли Cr3+
(нитрата или хлорида) прибавьте 3–4 капли раствора щелочи NaOH, 4–5
капель 3%-ного раствора H2O2 и нагреть до кипения. Окисление можно
считать законченным, когда цвет раствора становится желтым в
результате протекания реакции:
[Cr(OH)6]3+ + H2O2 = CrO42- + 4H2O
Составьте молекулярную форму уравнения реакции.
б) К 2–3 каплям раствора хромата калия K2CrO4 добавьте 1–2 капли
раствора нитрата серебра AgNO3. Отметьте цвет хромата серебра и
составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.
в) К 2–3 каплям раствора дихромата калия K2Cr2O7 добавьте 1–2
капли раствора AgNO3. Что происходит? Чем отличаются осадки Ag2CrO4
109
и Ag2Cr2O7? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной
формах.
Реакции ионов железа (Fe2+ и Fe3+).
а) К 2–3 каплям раствора FeCl3 прилейте 1–2 капли 2н раствора HCl и
1–2 капли раствора K4[Fe(CN)6]. Образуется осадок берлинской лазури
Fe4[Fe(CN)6]3. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной
формах. К полученному осадку прилейте избыток раствора щелочи NaOH.
Что происходит? Составьте уравнение реакции.
б) В пробирку прилейте 1–2 капли раствора FeCl3, 1–2 капли 2н
раствора HCl и 3–4 капли роданида калия KSCN или роданида аммония
NH4SCN. В присутствии ионов Fe3+ появляется кроваво-красное
окрашивание (образуется роданид железа Fe(SCN)3).
в) К 2–3 каплям раствора FeSO4 и 2–3 капли 2н раствора HCl и 2–3
капли раствора K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте образование турнбулевой сини
Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций.
4. Задачи для самопроверки
1. Составьте электронную формулу атома металла. Укажите
возможные степени окисления. Напишите молекулярное и электронные
уравнения реакций металла с горячими кислотами и щелочами.
Рассчитайте объем выделяющегося газа при взаимодействии мольных
количеств металла.
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Металл
Cr
Cr
Cr
Mn
Mn
Fe
Fe
Co
Ni
Ni
HCl
H2SO4(р)
H2SO4(к)
H2SO4(р)
НCl
HCl
H2SO4(р)
HNO3(р)
HNO3(р)
H2SO4(к)
Кислота и щелочь
HNO3(р)
КОН
HNO3(к)
HNO3(к)
HNO3(р)
H2SO4(к)
HNO3(к)
НСl
H2SO4(р)
HCl
110
2. Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении
следующих
превращений.
Для
окислительно-восстановительных
процессов напишите электронные уравнения.
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Цепочка превращений
Cr→CrCl3→Cr(OH)3→KCrO2→K2CrO4
Cr(NO3)3→Cr(OH)3→NaCrO2→Na2CrO4→Na2Cr2O7
Na2Cr2O7→Cr2(SO4)3→NaCrO2→Na2CrO4
K2Cr2O7 →K2CrO4→CrCl3→Cr(OH)3→K3[Cr(OН)6]
Mn→MnCl2→Mn(OH)2→Mn(OH)4→MnCl2
KMnO4→K2MnO4→MnO2 →MnSO4→Mn(OH)2
Mn(NO3)2→Mn(OH)2→Mn(OH)4→MnO2→K2MnO4
KMnO4→MnO2→MnCl2→K2MnO3→K2MnO4
[Co(CO)4→Co→Co(NO3)2→Co(OH)3→CoCl2
Co2O3→CoCl2→Co(OH)2→Co(OH)3→Co(NO3)2
Ni(OH)3→NiSO4→Ni(OH)2→Ni(OH)3→NiCl2
Ni2O3→NiCl2→Ni→[Ni(CO)4]→Ni
Fe→FeSO4→Fe2(SO4)3→Fe(OH)3→Fe(NO3)3
FeCl3→FeCl2→Fe(OH)2→ Fe(OH)3→Fe2O3
Fe2O3→Fe→[Fe(CO)5]→Fe→Fe(NO3)3
3. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия
прибавили 54 г алюминия, измельчённого в порошок. Через некоторое
время оранжевая краска раствора стала зелёной. Какое соединение хрома
и в каком количестве образовалось? Составьте электронные и
молекулярные уравнения происходящих реакций.
Ответ: 1 моль или 392 г
4.
5,2
г
металлического
хрома
обработали
горячей
концентрированной азотной кислотой. Какое соединение хрома и в каком
количестве образуется?
Ответ: 23,8 г
Составьте соответствующие уравнения реакций.
5. Почему оксид марганца(IV) может проявлять окислислительные и
восстановительные свойства? Составьте уравнения соответствующих
окислительно-восстановительных реакций.
а) MnO2+KI+H2SO4 = I2+…
б) MnO2+KNO3+KOH = NO+…
6. В концентрированной серной кислоте растворили 55 г
металлического марганца. Сколько потребовалось кислоты? Какой газ и в
каком количестве при этом выделяется? Составьте уравнения реакций.
111
Ответ: 2 моль H2SO4; 22,4.(н.у.)
7. 178 г гидроксида двухвалентного марганца окисляли кислородом и
(отдельно) пероксидом водорода. Какого окислителя потребуется больше
О2 или Н2О2? На сколько больше?
Ответ: больше Н2О2 на 1 моль.
8. Могут ли в растворе существовать совместно следующие вещества:
а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH; в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6]? Почему?
Составьте уравнения соответствующих реакций.
9. Чем отличается взаимодействие гидроксидов трёхвалентных
кобальта и никеля с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (3) с
кислотами? Составьте электронные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
10. Какой из ионов: Fe2+, Cо2+, Ni2+ обладает более сильными
восстановительными свойствами? Приведите примеры реакций, в которых
проявляется это различие.
11. Три моля Ni(OH)2 необходимо окислить в Ni(OH)3. Для окисления
имеются кислород и бромная вода. Что лучше использовать для
окисления? Сколько окислителя потребуется для реакции?
Ответ: 1,5 моль.
12. Какую степень окисления проявляет железо в соединениях? Как
можно обнаружить железо Fe2+
и Fe3+ в растворе? Составьте
молекулярные и ионные уравнения реакций.
13. Четыре моля гидроксида кобальта (3) растворили в серной
кислоте. Какое соединение кобальта и в каком количестве образовалось?
Ответ: 4 моль.
112
Библиографический список
1. Глинка Н.Л. Общая химия – М.: Интеграл–пресс, 2000 (или 1984г)
2. Коровин Н.В. Общая химия – М.: ВШ – 2002.
3. Харин А.Н., Катаев Н.А., Харина Л.Г. Курс химии – М.: Высшая
школа, 1983г.
4. Е.Г. Степанов, В.К. Левина, А.А. Судакова. / Химия: учебное
пособие – Рыбинск: изд-во РГАТА, 2008. – 120с.
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии – Л.: Высшая
школа, 1991 – 2002гг.
6. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и
упражнений по общей химии – М.: Высшая школа, 1991
7. Левина В.К., Судакова А.А., Сальникова Н.П. Задачи и упражнения
по общей химии. – Рыбинск.: РГАТА – 2001.