2. экспериментальная часть - Братский Государственный

1
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РФ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«БРАТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО ХИМИИ
БРАТСК 2005 г.
2
УДК 54
Лабораторные работы по химии./ Т.А. Донская, Н.П. Космачевская, В.А.
Яскина, С.Ф. Лапина, О.Б. Русина. – Братск: БрГТУ. 2003. – 70 с.
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» предназначено для
оказания помощи студентам при подготовке и выполнении лабораторных работ. Пособие содержит краткие сведения, приведенные в теоретическом введении к каждой лабораторной работе, необходимые для понимания процессов,
происходящих при выполнении работы. Экспериментальная часть работы содержит подробные указания по проведению и обработке результатов эксперимента, составлению отчета.
Работы 1, 2 написаны Т.А. Донской, работы 3, 8, 10 - Н.П. Космачевской,
работы 4, 5, 6, 11 - В.А. Яскиной, 7 – С.Ф. Лапиной, 9 – О.Б. Русиной.
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» составлено в соответствии с требованиями ГОС ВПО и рабочими программами по дисциплине
«Химия» для студентов специальностей инженерно-технического профиля
дневной и заочной форм обучения
Библиогр. 7 назв. Ил. 8 . Табл. 14
Печатается по решению издательско-библиотечного совета.
3
СОДЕРЖАНИЕ
Работа 1
Основные классы неорганических соединений ………………………..4
Работа 2
Определение молярной массы эквивалентов металлов ………………12
Работа 3
Определение теплового эффекта реакции нейтрализации …………...17
Работа 4
Скорость химических реакций и химическое равновесие ……..…….21
Работа 5
Электролитическая диссоциация и реакции в растворах
электролитов …………………………………………………….……....28
Работа 6
Приготовление растворов заданной концентрации …………..………33
Работа 7
Определение жесткости и умягчение воды …………………………...41
Работа 8
Гидролиз солей ………………………………………………………….47
Работа 9
Комплексные соединения ………………………………………………53
Работа 10
Окислительно-восстановительные реакции …………………………..57
Работа 11
Электрохимические процессы …………………………………………63
ЛИТЕРАТУРА………………………………………………………………..…….70
4
Лабораторная работа 1
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между
классами неорганических соединений.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.
Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с
периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.
Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.
Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может
быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.
Например, классификация веществ по химической природе опирается на
наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).
1.
Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов
ЭхОy. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N2O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с
постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na2O- оксид натрия.
Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:
Cu2O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).
Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с
кислотами с образованием соли и воды:
K2O+2HCl=2KCl+H2O
Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов)
легко взаимодействуют с водой:
BaO+H2O=Ba(OH)2
Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами:
CaO+CO2=CaCO3
5
Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO3, Mn2O7, CrO3,
P2O5. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
SO3+2KOH=K2SO4+H2O
Mn2O7+2NaOH=2NaMnO4+H2O
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:
N2O5+H2O=2HNO3
Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:
SO2+K2O=K2SO3
К амфотерным оксидам относятся Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO2,
SnO2, Cr2O3, MnO2, TiO2 и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и
с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:
SnO+2HCl=SnCl2+H2O
SnO+2NaOH=Na2SnO2+H2О
2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид
металла: КОН-гидроксид калия.
Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии
его гидроксида указывают степень окисления металла:
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)
Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии
оксидов с водой:
Li2O+H2O=2LiOH
Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:
2К+2Н2О=2КОН+Н2↑
Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей: NiSO4+2NaOH=Ni(OH)2↓+Na2SO4
Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O
Mg(OH)2+2HNO3=Mg(NO3)2+2H2O
Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:
2KOH+CO2=K2CO3+H2O
Ca(OH)2+K2SO4=CaSO4↓+2KOH
6
Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:
2Al(OH)3 →Al2O3+3H2O
Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:
Pb(OH)2+3HNO3=Pb(NO3)2+2H2O
Pb(OH)2+2NaOH=Na2[Pb(OH)4]
3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них
и получается взаимодействием оксидов с водой:
SO3+H2O=H2SO4
P2O5+3H2O=2H3PO4
Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:
HCl+KOH=KCl+H2O
3H2SO4+2Fe(OH)3=Fe2(SO4)3+6H2O
Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:
2HCl+Fe=FeCl2+2H2↑
2H3PO4+3Na2O=2Na3PO4+3H2O
H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl
Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под
основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все
атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H3PO4 – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислота CH3COOH является одноосновной.
Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или
вытеснением из их солей:
H2+Cl2=2HCl
2FeS+2HCl=FeCl2+H2S
Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов
с водой или вытеснением из солей:
N2O5+H2O=2HNO3
Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4
4.Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли.
Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные,
двойные, комплексные, смешанные.
7
Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы
кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3.
В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H2PO4)2,
Al(HCO3)3, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl,
Zn(OH)NO3.
Двойные соли содержат катионы разных металлов: K2CuCl4.
Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:
K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4, [Cu(NH3)4]SO4.
Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного
остатка и металла с указанием его степени окисления: Al2(SO4)3 – сульфат алюминия (III), FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа (III).
В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”:
AlOHSO4- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.
Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат калия- железа.
В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:
1. Взаимодействие металла с неметаллом:
2Na+Cl2=2NaCl
2. Взаимодействие металла с кислотой:
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑
3. Взаимодействие металла с раствором соли:
Cu+Hg(NO3)2=Cu(NO3)2+Hg
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
Na2O+2HNO3=2NaNO3+H2O
1. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:
CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O
2. Взаимодействие кислоты с основанием:
2HCl+Ba(OH)2=BaCl2+2H2O
3. Взаимодействие кислоты с солью:
HCl+AgNO3=AgCl↓+HNO3
4. Взаимодействие щелочи с солью:
CuSO4+2KOH=K2SO4+H2O
5. Взаимодействие между солями:
K2CrO4+Pb(NO3)2=PbCrO4+2KNO3
6. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:
Na2O+SO3=Na2SO4
Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:
K2SO3+2HCl=2KCl+H2O+SO2↑
MnCl2+2NaOH=Mn(OH)2+2NaCl
AgNO3+KCl=AgCl↓+KNO3
t
8
CaCO3→CaO+CO2↑
Таблица 1.
Распространенные кислоты и кислотные остатки
Кислота
H 2CO3 – угольная
HClO – хлорноватистая
HClO2 - хлористая
HClO3 - хлорноватая
HClO4 - хлорная
H 2CrO4 - хромовая
H 2Cr2O7 - дихромовая
HMnO4 - марганцовая
H2MnO4- марганцовистая
HNO2 - азотистая
HNO3 - азотная
HPO3 - метафосфорная
H 3 PO4 - ортофосфорная
H 4 P2O7 - дифосфорная
H2SO3- сернистая
H 2 SO4 - серная
H 2 S2O7 - дисерная
H 2 SiO3 - метакремниевая
H 4 SiO4 - ортокремниевая
HCl - соляная
H 2 S - сероводородная
HCN - синильная
CH3COOH -уксусная
Кислотный остаток
СО32  - карбонат
НСО3 - гидрокарбонат
СlO  - гипохлорит
ClO2 - хлорит
СlO3 - хлорат
ClO4 - перхлорат
CrO42  - хромат
Cr2O72  - дихромат
MnO4 - перманганат
MnO42  - манганат
NO2 - нитрит
NO3 - нитрат
PO3 - метафосфат
PO43 - ортофосфат
НPO42  - гидроортофосфат
Н 2 PO4 - дигидроортофосфат
P4O74  - дифосфат
SO32  - сульфит
HSO3 - гидросульфит
SO42  - сульфат
HSO4 - гидросульфат
S 2O72  - дисульфат
SiO32  - метасиликат
SiO44  - ортосиликат
Cl  - хлорид
S 2  - сульфид
HS1-- гидросульфид
CN  - цианид
CH 3COOH  - ацетат
9
Вещества
Индивидуальные
вещества
Смеси
Простые (элементарные вещества)
Металлы
Оксиды
Несолеобразующие
Основные
Сложные вещества (соединения)
Неметаллы
Неорганические
Основания
Солеобразующие
Амфотерные
Амфотерные
гидроксиды
Бескислородные
Кислотные
Схема 1. Классификация неорганических соединений.
Основные (гироксосоли)
Органические
Кислоты
Соли
Кислородсодержащие
Средние (нормальные)
Кислые (гидроксосоли)
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВНОГО, КИСЛОТНОГО ОКСИДА, КИСЛОТЫ.
В сухую пробирку насыпать немного гидроксокарбоната меди, закрыть ее
газоотводной трубкой. Во вторую пробирку налить дистиллированной воды и 24 капли нейтрального раствора лакмуса. Газоотводную трубку опустить в воду.
Осторожно нагревать пробирку до появления черного осадка основного оксида.
Наблюдать изменение окраски лакмуса вследствие взаимодействия кислотного
оксида с водой с образованием кислоты.
Составить уравнения реакций разложения основной соли, образования
кислоты.
Осадок в пробирке оставить для следующего опыта.
ОПЫТ 2. ПОЛУЧЕНИЕ СРЕДНЕЙ СОЛИ.
К полученному осадку в пробирке прибавить 2н раствор серной кислоты
до растворения осадка. Наблюдать появление характерного для данной соли
окрашивания. Составить уравнение реакции.
ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОСНОВНОГО ОКСИДА С ВОДОЙ.
Небольшое количество оксида магния взбалтывают в пробирке с водой.
Прибавляют в жидкость спиртового раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора, написать уравнение реакции.
ОПЫТ 4. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ КОБАЛЬТА И ХРОМА.
В одну пробирку прилить 5-10 капель 2н раствора хлорида кобальта (II), в
другую столько же 2н раствора сульфата хрома. В обе пробирки добавить равное
количество раствора щелочи. Наблюдать появление осадков и отметить их цвет.
Написать уравнения реакций. Осадки оставить для опыта 5.
ОПЫТ 5. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОСНОВНОГО И АМФОТЕРНОГО
ГИДРОКСИДОВ.
Полученные в опыте 4 осадка разделить на 2 части. К одной из них добавить раствор HCl, к другой части – раствор щелочи NaOH (избыток). В каких
случаях растворился осадок? Написать уравнения реакций.
ОПЫТ 6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ.
Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и наблюдать на нем
появление налета. Написать уравнение реакции.
11
ОПЫТ 7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ С СОЛЬЮ.
К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Наблюдать
появление осадка. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 8. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ СО ЩЕЛОЧЬЮ (РЕАКЦИЯ
НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).
В фарфоровую чашку налить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и 1-2
капли фенолфталеина, и прибавлять по каплям 2н раствор соляной кислоты до
исчезновения малиновой окраски. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 9. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОЙ СОЛИ.
В пробирку, снабженную газоотводной трубкой, поместить карбонат кальция и прилить 2н раствор соляной кислоты. Выделившийся газ пропускать через
раствор гидроксида кальция. Наблюдать образование осадка нормальной соли и
дальнейшее растворение осадка вследствие образования кислой соли. Составить
уравнение реакции.
ОПЫТ 10. ОБРАЗОВАНИЕ ОСНОВНОЙ СОЛИ.
К 2н раствору сульфата меди по каплям прибавлять 10%-ный раствор аммиака до образования осадка основной соли. Составить уравнение реакции.
12
Лабораторная работа №2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ МЕТАЛЛОВ
Цель работы – ознакомление с понятием эквивалент вещества и методикой расчета молярной массы эквивалентов по закону эквивалентов.
1.ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Моль эквивалентов вещества (эквивалент) это такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Моль эквивалентов водорода
равен одному 1 моль.
Чтобы определить эквивалент вещества надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.
½ Mg + ½ H2SO4 = ½ MgSO4 + ½ H2
Одному молю атомов водорода соответствует ½ моля магния, ½ моля
MgSO4 и ½ H2SO4.
Отсюда Э (Mg) = ½ моля, Э (MgSO4) = ½ моля, Э(H2SO4) = ½ моля.
NaOH + ½ H2SO4 = ½ Na2SO4 + H2O
Отсюда Э (NaOH) = 1 моль, Э (Na2SO4) = ½ моля.
½ Ca + ⅓ H3PO4 = Ca3(PO4)2+½ H2
Отсюда Э (Ca) = ½ моля, Э (Ca3(PO4)2) = 1/6 моля, Э(H2) = ½ моля.
½ H2 + ¼ O2 = ½ H2O
Отсюда Э(О2) = ¼ моля, Э(Н2О) = ½ моля.
Массу 1 моля эквивалентов называют молярной массой эквивалентов (эквивалентная масса МЭ). Исходя из понятия моля эквивалентов и эквивалентной
массы, для расчета молярной массы эквивалентов вещества можно использовать
формулы:
для простого вещества
М
МЭ  А
В
Для сложного
МЭ 
М
Вn
,
где
МА- атомная масса элемента
М – молярная масса вещества
В- валентность элемента или функциональной группы
n - количество функциональных групп.
13
Для оснований функциональной является гидроксогруппа (ОН-), для кислот ион водорода (Н+), для солей ион металла.
Пример.
Рассчитать молярную массу эквивалентов сульфата алюминия.
М Э ( Al2 ( SO4 )3 ) 
M
342

 57( г
)
моль
23
6
Для газообразных веществ удобнее пользоваться понятием объем моля эквивалентов (эквивалентный объем). Согласно закону Авогадро моль любого газа
при нормальных условиях занимает объем 22,4 литра (молярный объем, VМ).
Исходя из этого можно рассчитать эквивалентный объем любого газа (VЭ).
Например VЭ (Н2)=11,2 л, VЭ (О2)=5,6 л.
Все вещества реагируют с друг другом в эквивалентных количествах в соответствии с законом эквивалентов:
Массы (объемы) участвующих в реакции веществ пропорциональны их эквивалентным массам (эквивалентным объемам).
m1 M Э1

,
m2 М Э 2
V1 VЭ1

V2 V Э 2
Из закона эквивалентов следует, что число молей эквивалентов участвующих в реакции веществ одинаковы.
Эквивалент вещества может измениться в зависимости от условий реакций.
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
1экв. 1экв.
1экв.
1экв.
МЭ(NaOH) = М(NaOH) = 40 г/моль
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4) = 98 г/моль
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O
2экв. 2экв.
2экв.
2экв.
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4)/2 = 49 г/моль
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
1экв. 1экв. 1экв.
1экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2) = 98 г/моль
Cu(OH)2 + 2 HCl = CuCl2 + 2 H2O
2экв. 2экв. 2экв. 2экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2)/2 = 49 г/моль
14
Пример.
Молярная масса эквивалентов металла равна 56 г/моль. Какой объем кислорода (н.у.) образуется при разложении 1,28 г оксида этого металла.
Согласно закону эквивалентов:
m(оксида ) M Э (оксида )

V (O2 )
VЭ (О2 )
m(оксида )  VЭ (О2 )
V (O2 ) 
M Э (оксида )
Оксид металла это соединение металла с кислородом, поэтому молярная
масса эквивалентов оксида представляет собой сумму:
МЭ (оксида) = МЭ(металла) + МЭ(О2) = 56 + 8 = 64 г/моль
V (O2 ) 
1,28  5600
 112 мл.
64
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Приборы и реактивы: прибор для измерения объема водорода, кислота
соляная (W=20%), цинк гранулированный.
Сущность опыта заключается в определении объема водорода, выдел ившегося при взаимодействии цинка с кислотой и расчете эквивалентной массы
цинка по закону эквивалентов.
Описание работы:
Определение эквивалентной массы цинка по объему вытесненного водорода осуществляется на лабораторной установке (рис.1).
Установка состоит из двух бюреток: рабочей измерительной Б1 и уравнительной Б2, соединенных резиновой трубкой Т и заполненных подкрашенной водой. К рабочей бюретке при помощи газоотводной трубки Г присоединена пробирка П.
Перед началом выполнения опыта необходимо проверить герметичность
установки. Для этого пробирку плотно надеть на пробку газоотводной трубки
после чего уравнительную бюретку поднять или опустить на 15-20 см, закрепить
ее в этом положении лапками штатива и наблюдать в течение 1-2 минут за положением в ней уровня жидкости. Если за это время уровень воды не изменится,
это будет означать, что прибор герметичен и можно приступать к выполнению
работы.
Для удобства отсчета объема выделившегося водорода перед началом работы жидкость в измерительной бюретке установить на нулевую отметку (по
нижнему мениску).
В пробирку П налить 5-6 мл 20% -ой соляной или серной кислоты, опустить в пробирку навеску металла и быстро надеть пробирку на пробку с газоотводной трубкой, не нарушая герметичности прибора.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2↑
15
Когда весь металл растворится и прекратится выделение водорода, дать
пробирке остыть 1-2 минуты и не снимая пробирки привести положение жидкости в измерительной и уравнительной бюретке к одному уровню, для чего уравнительную бюретку опустить вниз. Отметить объем выделившегося водорода в
мл в измерительной бюретке от нулевой отметки до уровня жидкости (по нижнему мениску).
Г
Б2
Л1
П
Л2
Т
Б1
Рис.1. Лабораторная установка для определения эквивалентной массы металла
Опытные данные
1. Навеска металла m, кг
2. Объем выделившегося водорода V, л
3. Температура t, 0С
4. Абсолютная температура Т, К
5. Атмосферное давление Р, кПа
6. Давление насыщенного водяного пара при данной температуре (Р Н2O),
кПа (см. таблицу 1).
7. Парциальное давление водорода, РН2=Р - РН2О, кПа
Расчет эквивалентной массы
1. Привести объем выделившегося водорода V к нормальным условиям
Vo, применив уравнение объединенного газового закона:
VO  PO V  PH 2

;
TO
T
VO 
TO  VH 2  PH 2
,
PO  T
где ТО- абсолютная температура, 273 К
РО- давление при нормальных условиях, 101325 Па.
16
2. По закону эквиалентов рассчитать эквивалентную массу металла Э.
m MЭ

;
VO Vэо
Э
m  VЭО
Vo
,
где Мэ- эквивалентная масса металла, кг/моль
m – масса навески металла, кг
Vэо- эквивалентный объем водорода, л
Vо – объем водорода, приведенный к нормальным условиям, л
3. Рассчитать относительную погрешность опыта:
относительная погрешность 
Этеор.  Э
 100% ,
Этеор.
где Этеор.- теоретическое значение эквивалентной массы металла,
Мэ теор.=МА/В.
МА- атомная масса металла
В – валентность металла.
Таблица 1
Давление насыщенного водяного пара.
Температура
18
о
С
Давление пара, кПа
2,06
19
20
21
22
23
24
2,20
2,37
2,48
2,64
2,80
2,98
17
Лабораторная работа №3
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ
НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Цель работы – определение теплового эффекта реакции нейтрализации
сильной кислоты сильным основанием с использованием
калориметрической установки и проведение и термодинамических расчетов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (теплоты). Первые называются экзотермическими, вторые – эндотермическими.
Количество выделенной или поглощенной теплоты называют тепловым
эффектом процесса (Q). Последний зависит от природы веществ, их количества,
агрегатного состояния и температуры процесса. Изучением тепловых эффектов
химических процессов занимается термохимия.
Большинство химических процессов протекают при постоянном давлении
(р=const), т.е. является изобарными. Для изобарных процессов тепловой эффект
равен разности энтальпий ( Н ) конечного и исходного состояния системы, характеризующей «теплоспособность» системы:
Q p  H   H конечн.   H исходн.
Величина ( Н ) – энтальпия химической реакции - измеряется в кДж. Для
экзотермических реакций ( Н ) < 0, для эндотермических - ( Н ) > 0. Изменение
энтальпии (тепловой эффект химической реакции), а также агрегатное состояние каждого из исходных веществ и продуктов реакции указывают в термохимических уравнениях. Кроме этого, в них допускается применение дробных коэффициентов, так как тепловой эффект рассчитывается на один моль вещества.
Пример термохимического уравнения:
(NH4)2Cr2O7(к) = N2(г) + Cr2O3(к) + 4H2O(ж);
Н = -477 кДж.
В данной записи (к), (г), (ж) означают соответственно кристаллическое, газообразное и жидкое состояния.
Для термохимических расчетов важна стандартная энтальпия образования соединений ΔНообр – это тепловой эффект реакции образования 1 моля этого
соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (температура 298 К и давление 101,3 кПа).
Основным законом термохимии является закон Г.И.Гесса, согласно которому изменение энтальпии (внутренней энергии) в химической реакции определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не
зависит от пути перехода от начальных веществ к конечным.
Следствием из закона Гесса является соотношение:
18
H   n i Н обр .i (продуктов )   n g Н обр .g (исх.в  в)
i
g
Где Н – энтальпия химической реакции.
Первый член в правой части уравнения – сумма энтальпий образования
продуктов реакции, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции;
Второй член – аналогичная сумма для исходных веществ.
Известно, что нейтрализация 1 эквивалента любой сильной кислоты любым
сильным основанием в разбавленных водных растворах сопровождается экзотермическим эффектом, при 298 К равным – 57,22 кДж/моль.
Это объясняется тем, что изменение энтальпии таких реакций не зависят от
исходных веществ, и определяется при взаимодействии любых сильных кислот и
щелочей реакцией:
Н+(р) + ОН - (р) = Н2О (ж); Н = -57,22 кДж/моль
Этот факт подтверждает полную диссоциацию сильных электролитов в
водных растворах. Например, нейтрализация азотной кислоты гидроксидом калия в разбавленных водных растворах сводится к образованию 1 моля жидкой
воды, что следует из ионно-молекулярного уравнения реакции:
НNO3 + KOH = KNO3 + H2O (ж)
Н+з (р) + NO-3 (р) + K+ (р) + OH- = K+(p) + NO-3 (p) + H2O (ж)
Н+ + ОН- = Н2О (ж)
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции, измеряют в
приборах, называемых калориметрами или калориметрическими установками
(рис.1).
Простейший калориметр состоит из 2-х сосудов: наружного (4) и внутреннего калориметрического (3). Во избежание потерь теплоты через
стенки калориметрического сосуда он помещается
на подставку из пенопласта (материал с малой
теплопроводностью). Калориметр закрывается
крышкой (5) с тремя отверстиями: для воронки (2),
мешалки (6) и термометра (7).
В работе используют 1 М растворы KOH и
HNO3. Для реакции нейтрализации берут равные
объемы кислоты и щелочи.
Перед началом опыта необходимо взвесить
сухой калориметрический сосуд или узнать его
Рис.1. Калориметрическая
массу у лаборанта.
установка.
Соберите калориметрическую установку и
через воронку в калориметрический сосуд налейте отмеренные мерным стаканом
19
50 мл 1 М раствора кислоты. Во второй мерный стакан налейте 50 мл 1 М раствора щелочи и поставьте его на 3-4 мин. для выравнивания температуры рядом
с калориметром.
Опустите термометр в стакан с раствором щелочи и замерьте температуру
раствора с точностью до 0,1 К (ТЩ). Затем, ополоснув шарик термометра водой и
осушив его фильтровальной бумагой, опустите термометр в раствор кислоты.
Замерьте температуру раствора кислоты (ТК). Среднее арифметическое ТЩ и ТК
даст Т1– начальную температуру раствора в калориметре:
T1 
TЩ  TК
(1)
2
Затем через воронку вылейте раствор кислоты в щелочь. И отметьте самую
высокую температуру Т2, которую покажет термометр после сливания растворов. Результаты измерений занесите в таблицу 1.
Таблица 1
Масса калориметрического сосуда
m, кг
Суммарный объем жидкости в
стакане V, мл
Температура, К
ТЩ
ТК
Т1
Т2
Теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся в калориметре, вычисляют
по формуле
q = Σc ·(T2 – T1),
(2)
где
Т1 – начальная температура жидкости, К;
Т2 – конечная температура жидкости в калориметре, К;
Σc – теплоемкость системы, равная
Σc = с1·m1 + c2·m2 + c3·m3;
(3)
c1, c2 – удельная теплоемкость растворов кислоты, щелочи, принимаемые
равными удельной теплоемкости воды, 4,19 кДж/(кг·К);
с3 – удельная теплоемкость стекла 0,75 кДж/(кг·К);
m1, m2 – масса раствора кислоты и щелочи, кг - (плотность растворов кислоты и щелочи принять равными плотности воды 1000 кг/м3);
m3 – масса калориметра, кг.
Определить число молей нейтрализованной кислоты (щелочи) n, учитывая
заданную молярную концентрацию и объем раствора, рассчитать энтальпию
нейтрализации.
Так как реакция нейтрализации является экзотермической, то
ΔН = - q/n, кДж/моль.
(4)
Сравнить полученную энтальпию нейтрализации с теоретической и рассчитать относительную ошибку опыта.
20
 отн. % 
Н экспер .  Н теор.
Н теор
*100%
(5)
Где Н экспер. – полученное в ходе эксперимента значение энтальпии реакции;
Н теор. – теоретическое значение энтальпии реакции нейтрализации, равное
– 57,22 кДж/моль.
21
Лабораторная работа №4
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ
Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от
различных факторов: концентрации, температуры, катализатора. Изучение влияния концентраций веществ на химическое равновесие и его смещение.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, а
также их зависимость от различных факторов (концентрации, температуры, природы реагирующих веществ, присутствия катализатора, давления и т.д.), называется химической кинетикой. Химические реакции протекают с самыми различными скоростями. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. Но с другой стороны химические реакции в почвах, в горных
породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет.
Если взаимодействующие вещества и продукты реакции находятся в одинаковом агрегатном состоянии, то такая реакционная система называется гомогенной (однофазной). Например:
2NO (газ) + О2 (газ) = 2NO2(газ)
Реакционная система, состоящая из двух и более фаз, называется гетерогенной и в ней всегда есть поверхность раздела. Например:
Zn (тв.) + HCl (ж) ⇄ ZnCl2 (ж) + Н2
(газ)
Скорость реакции - это изменение количества реагирующего (исходного)
вещества или получающихся веществ (продуктов) в единицу времени в единице
реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой протекает реакция. Средняя скорость гомогенной реакции за промежуток
времени :
v
С 2  С1
С

 2  1

(моль/л*с)
(1)
Если изменение концентрации относят к бесконечно малому промежутку
времени (0), то говорят об истинной скорости
v   lim
0
C
dC


d
(2)
22
Т. е. истинная скорость определяется как первая производная от концентрации по времени.
С - молярная концентрация (моль/л)
 - время (чаще в секундах, возможно в минутах, часах и др.)
С = С2 - С1; С2. и С1. – конечная и начальная концентрация исходных веществ или продуктов реакции.
Скорость химических реакций зависит от факторов: природы реагирующих веществ; от их концентрации; от температуры; от присутствия катализаторов.
Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции можно
наблюдать на примере взаимодействия фтора с водородом – реакция идет с
взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на
свету.
Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом
действия масс (з.д.м.): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.
Для гомогенной системы mA + nB ⇄ pC + gD кинетическое уравнение
имеет вид:
n
v  k  Cm
A  CB
где k - константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от
природы реагирующих веществ и температуры.
При С А  С В  1моль / л v  k . В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.
Если процесс идет стадийно, то скорость его определяется скоростью самой
медленной стадии. Так, используемая в опытах 1 и 2 реакция, описываемая общим уравнением
Na2S2O3 + H2SO4 ⇄ Na2SO4 + SO2 + H2O + S,
протекает в три стадии:
1.
Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 +Na2SO4
2.
H2S2O3 = H2SO3 + S 
3.
H2SO3 = SO2 + H2O,
из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного
процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н2S2O3,
количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na2S2O3
при наличии избытка серной кислоты. Таким образом, уравнение скорости реакции запишется:
v  k  CNa2S2O3
В случае гетерогенных реакций концентрации твердых фаз остаются неизменными (реакции протекают на поверхности раздела), эти постоянные концентрации объединяют с константой скорости и получают новую постоянную. Та-
23
ким образом, в математическое выражение з.д.м. концентрация твердой фазы не
входит.
Например, для реакции горения угля С(тв) + О2 = СО2 (газ) скорость реакции
пропорциональна только концентрации кислорода:
v  k  CO2
Влияние температуры на скорость реакции устанавливают либо точно, по
уравнению Аррениуса, либо приближенно по правилу Вант-Гоффа: повышение
температуры на каждые 10оС увеличивает скорость реакции примерно в 2-4
раза . Математически эта зависимость выражается уравнением:
v кон  v нач  t / 10 ,
где Δt = tкон - tнач- разность конечной и начальной температур;
γ - температурный коэффициент скорости реакции;
vнач., vкон - скорости реакции при начальной и конечной температурах.
Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости.
Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при
увеличении температуры на 10о, называется температурным коэффициентом
скорости реакции, т.е.
k
o
  t 10 ,
kt
где kt, kt+10о – константы скорости при температурах t и t+10о.
Скорость химической реакции изменяется в присутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, влияющие на скорость химической реакции, но
остающиеся после реакции в химически неизменном виде и первоначальном количестве. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными,
замедляющими ее – отрицательными. Явление, вызывающее изменение скорости
химической реакции в присутствии катализаторов, называется катализом. Различают катализ гомогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в
одинаковом агрегатном состоянии) и гетерогенный (реагирующие вещества и
катализатор находятся в разных агрегатных состояниях).
Все химические реакции можно разделить на необратимые, которые протекают в одном направлении и до конца (с выпадением осадка, выделением газа,
образованием малодиссоциирующих веществ), и на обратимые, которые идут в
двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Таких процессов
большинство, и любой из них идет до состояния, когда скорость прямой реакции
становится равна скорости обратной реакции, т.е. до так называемого состояния
химического равновесия.
Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия К, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных
веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Для процесса:
mA + nB ⇄ pC + gD
24
[C ] p * [ D] g
K
[ A] m * [ B] n
где [A]; [B]; [C]; [D] – равновесные концентрации веществ А; В; С; D;
m, n, p, g – стехиометрические коэффициенты.
Константа равновесия является математическим выражением закона действия масс в приложении к химическому равновесию. Поэтому для гетерогенных
систем в выражение константы равновесия не входят концентрации твердых
фаз.
Химическое равновесие подвижно, динамично. Подвижность химического
равновесия позволяет внешним воздействием на равновесную систему изменять
ее состояние, т.е. смещать равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону
обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление смещения
равновесия, называется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся
в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.
Так, при повышении температуры равновесие смещается в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции.
Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, при уменьшении давления –
наоборот, и не оказывает влияние (не вызывает смещения равновесия) при одинаковом числе молей газообразных веществ слева и справа (реакции идут без
изменения объема).
Уменьшение концентрации одного из веществ вызовет смещение равновесия в сторону образования этого вещества.
В соответствии со сказанным для гомогенной равновесной системы
N2O4(газ) ⇄ 2NO2(газ), Н = +23,2 кДж/моль
имеем
K
[ NO 2 ] 2
.
[N 2O 4 ]
Смещению равновесия вправо способствует:
а) увеличение концентрации N2O4
б) уменьшение концентрации NO2
в) повышение температуры
г) понижение давления.
25
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ
НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.
О скорости реакции можно судить по скорости изменения какого-либо
свойства системы, например, окраски, электропроводности, давления, спектра и
т.д.
В предлагаемом опыте, преследующем цель убедиться в справедливости закона действия масс, измеряется не скорость реакции, а промежутки времени
между началом реакции и видимым результатом ее. Однако этот промежуток
времени связан определенным соотношением со скоростью реакции: чем больше
скорость, тем меньше промежуток времени.
В основу опыта положено взаимодействие тиосульфата натрия с серной
кислотой. Процесс этот, протекая многостадийно (см. выше), приводит к слабой
опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей свободной серы:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4+H2O+SO2+S
Ваша задача – зафиксировать время слабого помутнения раствора в трех вариантах, в каждом из которых реагирует равное количество серной кислоты с
одним и тем же количеством тиосульфата натрия, при различных начальных
концентрациях тиосульфата натрия.
Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую – 5 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 10 капель воды, во вторую – 10 капель 1н
раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды, в третью - 15 капель 1н раствора
тиосульфата натрия без воды.
Таблица 1
Влияние концентрации на скорость химической реакции.
Скорость
Время течения
№ пробирки Число каОбщий
реакции
Концентрация
реакции
по
(наблюде- пель рас- Число ка- объем расNa S O ,
= 1/,
секундомеру, v
ния)
твора
пель Н2О твора (чис- 2 2 3
(условная)
(усл. ед)
Na2S2O3
ло капель)
 (с)
1
2
3
5
10
15
10
5
0
15
15
15
1С
2С
3С
Таким образом, начальная концентрация Na2S2O3 будет: в пробирке №1– 1С
в пробирке №2 – 2С, в пробирке №3 – 3С.
Включить секундомер. В пробирку №1 добавить одну каплю 2н раствора
серной кислоты. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по одной
капле 2н серной кислоты в пробирки №2 и №3, отмечая время до появления в
растворе опалесценции.
26
Данные опыта занести в таблицу 1. Рассчитать относительную скорость реакции v  1/τ и вписать ее значения в таблицу. Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс концентрацию тиосульфата
натрия в виде равномерно стоящих от начала координат трех точек, на оси ординат – относительную скорость. Сделать вывод о характере этой зависимости, а
также о том, почему зависимость должна выражаться прямой линией и почему в
качестве первой точки этой прямой правомерно использовать точку начала координат.
ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ.
В основе опыта лежит та же реакция, что и в опыте 1:
Na2S2O3 + Н2SO4 = Na2SO4+ Н2О+ SO2+S
Ваша задача – зафиксировать время появления опалесценции раствора при
различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ.
Выполнение опыта. Налить в стаканы на 1/2 высоты воду: в первый стакан
– водопроводную, во второй – смесь водопроводной и горячей (температура
должна быть на 10оС выше, чем в первом стакане), в третий – горячую (температура на 10о выше, чем во втором стакане).
В три пробирки набрать по 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и
опустить по одной в стаканы.
Замерить температуру в стаканах. Не вынимая пробирку с тиосульфатом,
добавить в нее 1 каплю 2н серной кислоты и измерить время по секундомеру от
момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторить
опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах. Произвести отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае.
Результаты наблюдений внести в таблицу 2.
Таблица 2
Влияние температуры на скорость реакции.
№ наблюдения
Время течения реак- Скорость реакции
Температура опыта,
ции по секундомеру, v отн.  1/τ ,
о
С
 (с)
(усл. ед)
1
2
3
Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость реакции. Сделать
вывод о влиянии температуры на скорость реакции, отметив, почему графическая зависимость от температуры не может выражаться прямой линией. Используя уравнение Вант-Гоффа, установить форму линии и ответить, почему нельзя
начинать эту линию от начала координат.
27
ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ.
Изучить влияние катализатора на скорость реакции можно на примере восстановления перманганата калия. Процесс протекает при комнатной температуре
медленно. Ускоряют эту реакцию ионы марганца (II).
Выполнение опыта. В две пробирки поместить несколько капель раствора
KMnO4, 1М раствора щавелевой кислоты и серной кислоты. В одну из них бросить кристаллик MnSO4. Через некоторое время отметить изменение окраски
растворов в пробирке. Сделать вывод о роли MnSO4. Написать уравнение реакции.
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O
ОПЫТ 4. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ПРИ ИЗМЕ
НЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ ВЕЩЕСТВ.
Обратимая реакция между хлоридом железа (III) и роданидом калия или роданидом аммония протекает по уравнению:
FeCl3 + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)3 + 3KCl
Образующийся в результате реакции роданид железа (III) имеет темнокрасный цвет. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.
Выполнение опыта. В одну пробирку налить примерно 10 мл 0,0025 н раствора хлорида железа (III) и добавить такое же количество 0,0025 н раствора роданида калия или аммония. Раствор размешать стеклянной палочкой и содержимое разлить в 4 пробирки. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной
(для сравнения). Внести в первую пробирку концентрированный раствор хлорида железа, во вторую – несколько капель насыщенного раствора роданида калия,
в третью – немного твердого хлорида калия. Осторожно перемешайте растворы в
пробирках и сопоставьте интенсивности окраски полученных растворов с цветом
исходного раствора в контрольной пробирке.
Составить уравнение реакции. Написать выражение для константы равновесия. Результаты наблюдений занесите в таблицу 3.
Таблица 3
Влияние концентрации веществ на смещение равновесия
№ пробирки
Добавляемое
вещество
1
2
3
FeCl3
KCNS
KCl
Направление смещеИзменение
интенсивности
ния
равновесия
окраски (ослабление, усиле(вправо, влево)
ние)
28
Лабораторная работа №5
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И РЕАКЦИИ
В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель работы: изучение характера диссоциации гидроксидов и наблюдение смещения равновесия под влиянием изменения
концентрации ионов в растворах электролитов; изучение
поведения индикаторов в различных средах.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Все вещества можно разделить на электролиты – вещества, проводящие
электрический ток в водном растворе или расплаве и неэлектролиты – не проводящие электрический ток. Электролиты можно условно разделить на сильные и
слабые.
К классу сильных электролитов относятся кислоты – соляная НCl, азотная HNO3, серная H2SO4, хлорная HClO4 и др., гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba), а также большинство солей.
К слабым электролитам относятся органические кислоты – муравьиная
HCOOH, уксусная CH3COOH, щавелевая H2C2O4, сероводородная H2S, угольная
H2CO3, циановодородная HCN, азотистая HNO2, большинство оснований, в т.ч.
NH4OH, вода, малорастворимые соли.
Молекулы всех электролитов подвергаются диссоциации – распаду на
ионы, которые и являются проводниками электричества.
Кислоты, основания и соли в водном растворе распадаются на положительные (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H 3 PO4 ⇄ H   H 2 PO4
H 2 PO4 ⇄
I-я ступень диссоциации
H   HPO42  II-я ступень диссоциации
HPO42  ⇄ H   PO43
III-я ступень диссоциации
Все основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов и катионов. Многокислотные основания подвергаются многоступенчатой диссоциации:
Cu(OH )2 ⇄ (CuOH )  OH  I-я ступень диссоциации
(CuOH ) ⇄ Cu 2   OH 
II-я ступень диссоциации
Гидроксиды металлов, которые в водных растворах могут диссоциировать по кислотному и по основному типу, называются амфолитами (амфотерными гидроксидами). Это Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3 и др.
Схема диссоциации с учетом гидратации запишется так:
в кислой
среде
в щелочной
среде
[ZnН 2О4 ] 2  2OH  ⇄ Zn(OH)2  4H 2 O ⇄ [Zn(OH 4 )] 2  2H 3 O
Соли при диссоциации образуют катионы и кислотные остатки:
29
K3 PO4 ⇄ 3K

 PO43
NaHCO3 ⇄ Na   HCO3
MgOHCl ⇄ MgOH   Cl 
В растворах слабых электролитов можно говорить о равновесии между
ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации.
Допустим имеем слабую кислоту:
НА⇄Н++АПрименив к равновесному процессу закон действия масс, можно получить константу равновесия, здесь она называется константой дисооциации слабого электролита:
K
[ H  ]  [ A ]
[ HA]
Обозначим общую концентрацию слабой кислоты НА через С моль/л,
тогда концентрация ионов Н+ и А- будет:
[ H  ]  [ A ]  C   , моль/л,
а концентрация недиссоциированных молекул:
[ HA]  (C  C   ), моль/л
Подставляя в выражение константы равновесия эти величины, получим:
C   C  C  2

C  C 
1
Если   0,1, то можно принять 1    1. Тогда
K  C   2 , откуда
K

C
K
Приведенные выражения представляют собой закон разбавления
Оствальда. Из него видно, что если концентрацию слабого электролита увеличить в 100 раз, то степень диссоциации уменьшится в 100 т.е. в 10 раз.
Установившееся равновесие в растворе слабого электролита НА можно
нарушить. Так, если увеличить концентрацию ионов Н+ в растворе слабого электролита, прибавив кислоты, то это вызовет смещение равновесия влево. При
этом увеличится концентрация молекул слабого электролита НА, т.е. степень
диссоциации уменьшится. Аналогичного эффекта можно добиться, добавив к
раствору растворенную соль кислоты НА, содержащую ион А.
Поскольку электролиты в водных растворах диссоциированы на ионы,
то реакции в таких системах проходят между ионами. Скорость таких реакций
является довольно высокой.
Ионные реакции в большинстве случаев практически необратимы и проходят до конца слева направо, если продуктами их являются труднорастворимые
вещества (осадки), легко летучие газы, либо вещества слабодиссоциирующие
(слабые электролиты, комплексные соединения).
Например:
30
а) в результате реакции образуются труднорастворимые соединения, выпадающие в осадок:
AgNO3  NaCl ⇄ AgCl   NaNO3
Это молекулярное уравнение показывает, какие вещества принимают
участие в реакции.
Реакции в растворах между электролитами обычно изображаются при
помощи ионных уравнений, преимущество которых перед молекулярными уравнениями состоит в том, что они выражают самую сущность происходящих реакций, показывая какие ионы взаимодействуют.
В ионном уравнении слабые электролиты пишутся в виде молекул,
сильные электролиты – в виде ионов:
Ag   NO3  Na   Cl  ⇄ AgCl   Na   NO3
Катион Na  и анион NO3 находятся в левой и правой частях в виде
ионов, т.е. участие в реакции по существу не принимают. Поэтому ионное уравнение будет иметь вид:
Ag   Cl   AgCl 
Индикаторами называются химические соединения, меняющие окраску в
зависимости о концентрации ионов водорода (рН) раствора.
Различают индикаторы двухцветные и одноцветные. Лакмус, меняющий
окраску в кислой среде в красный, а в щелочной – в синий, или метиловый
оранжевый, для которого красная окраска в кислой среде и желтая в щелочной,
являются двухцветными. Одноцветным индикатором является фенолфталеин,
бесцветный в кислой и нейтральной среде и окрашивающийся в щелочной среде
в малиновый цвет.
Кислотно-основные индикаторы можно рассматривать как слабые кислоты или основания, различие окрасок которых зависит от молекулярного или
ионного состояния.
Рассмотрим принцип действия индикатора на примере метилоранжа.
Как слабую кислоту его можно представить в виде HJnd, диссоциирующую по
схеме:
HJnd  H   Jnd 
Недиссоциированные молекулы HJnd окрашены в красный цвет, а ионы Jndв желтый цвет. Если концентрацию водородных ионов увеличить, то равновесие
сдвигается влево, окраска становится красной. Если концентрация водородных
ионов уменьшается, то увеличивается концентрация ионной формы индикатора,
т.е. равновесие смещается в сторону образования ионов Jnd- , окрашенных в
желтый цвет.
Интервал между двумя значениями рН, в пределах которого существуют
молекулярная и ионная форма индикатора называется интервалом перехода
окраски индикатора. Пользуясь определенными индикаторами, можно определить рН раствора – реакцию среды- кислая, щелочная или нейтральная.
31
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ХАРАКТЕР ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
ГИДРОКСИДОВ
В две пробирки внести по 10 капель 0,5 н раствора: в первую – ZnSO4, во
вторую – NiSO4 и в каждую добавить по 3 капли (до образования осадков) раствора щелочи NaOH. Определить химический характер образовавшихся гидроксидов. Для этого осадки разделить на две части, к одной добавить раствор кислоты HCl, к другой части – раствор щелочи (избыток, до растворения осадка). В
каких случаях растворился осадок? Основными или амфотерными свойствами
обладают гидроксиды? Составить схему возможных уравнений реакций, привести уравнения диссоциации гидроксидов, учитывая, что амфотерные гидроксиды
в щелочных растворах переходят в комплексные гидроксоионы.
ОПЫТ 2. РАВНОВЕСИЕ И ЕГО СМЕЩЕНИЕ В РАСТВОРАХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
а) В две пробирки налейте по 8-10 капель раствора уксусной кислоты
(CH3COOH) и по 1 капле метилового оранжевого. Добавьте в первую пробирку
2-3 кристалла ацетата натрия (CH3COONa). Перемешайте. Сравните цвет растворов в пробирках. Запишите уравнение диссоциации CH3COOH и CH3COONa и,
исходя из выражения константы диссоциации слабого электролита CH3COOH,
объясните наблюдаемые явления.
б) В две пробирки налейте по 4-5 капель раствора гидроксида аммония
NH4OH и по 1 капле фенолфталеина. Добавьте в одну пробирку 2-3 кристалла
хлорида аммония NH4Cl. Перемешайте содержимое пробирки. Сравните цвет
растворов в пробирках. Объясните наблюдаемое изменение окраски.
ОПЫТ 3. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
а) В пробирку налейте 8-10 капель хлорида магния MgCl2 и прибавьте 5
капель карбоната натрия Na2CO3. Составьте уравнения реакций в молекулярном
и ионном виде.
Б) В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди CuSO4 добавить такой
же объем раствора комплексной соли K4[Fe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций.
ОПЫТ 4. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ИНДИКАТОРЫ
В три пробирки налить 10-15 капель дистиллированной воды и добавить в
первую 1 каплю лакмуса, во вторую – 1 каплю фенолфталеина, в третью – 1 каплю метилоранжа. Наблюдать окраску индикаторов в воде. Затем в три пробирки
налить по 8 -10 капель соляной кислоты HCl и внести по 1 капле раствора лакмуса, метилоранжа, фенолфталеина. Наблюдать окраску индикаторов в кислоте.
Записать в таблицу. Затем в чистые три пробирки налить по 8-10 капель щелочи
32
NaOH. В первую внести 1 каплю лакмуса, во вторую – 1 каплю метилоранжа, в
третью – 1 каплю фенолфталеина. Результаты опыта занести в таблицу 1.
Таблица 1.
Окраска индикаторов в различных средах
индикатор
лакмус
метилоранж
фенолфталеин
Окраска индикатора
В кислоте
В дистил. воде
В щелочи
33
Лабораторная работа №6
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
Цель работы: приобретение навыков приготовления растворов различной
концентрации из сухой соли или более концентрированного
раствора.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Растворы играют важную роль в живой и неживой природе, а также в науке
и технике.
Большинство физиологических процессов в организмах человека, животных
и в растениях, различных промышленных процессов, биохимических процессов
в почвах и т.п. протекают в растворах.
Раствор – это гомогенная многокомпонентная система, в которой одно вещество распределено в среде другого или других веществ. Растворы могут быть
в газообразном (воздух), жидком и твердом (сплавы, цветные стекла) агрегатных
состояниях. Чаще всего приходится работать с жидкими растворами.
Содержание данного вещества в единице массы или объема раствора называется концентрацией раствора. На практике наиболее часто пользуются следующими способами выражения концентрации:
1. Массовая доля – отношение массы данного компонента в растворе к общей
массе этого раствора. Массовая доля может быть выражена в долях единицы,
процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн-1).
Массовая доля данного компонента, выраженная в процентах, показывает,
сколько граммов данного компонента cодержится в 100 г раствора.
2. Массовая концентрация – отношение массы компонента, содержащегося в
растворе, к объему этого раствора. Единицы измерения массовой концентрации - кг/м3, г/л.
3. Титр Т – число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Единицы
измерения титра – г/мл, кг/см3.
4. Молярная концентрация с – отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Единицы измерения - моль/м3,
(моль /л). Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, обозначают 1 М;
0,5 моль/л, обозначают 0,5 М.
5. Молярная концентрация эквивалентов сэк (нормальная концентрация) –
это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора
(л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. Например,
сэк(KOH) = 1 моль/л, сэк(1/2H2SO4) = 1 моль/л, сэк(1/3 AlCl3) = 1 моль/л. Раствор в 1 л которого содержится 1моль вещества эквивалентов, называют
нормальным и обозначают 1н.
6. Моляльность b - это отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя. Единица измерения моляльности моль/кг.
Например, b(HCl/H2O) = 2 моль/кг.
34
7. Молярная доля – отношение числа молей растворенного вещества к общему
числу молей вещества и растворителя. Молярная доля может быть выражена
в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн-1).
Для приготовления растворов определенной концентрации, для точного
измерения объемов применяют мерную посуду: мерные колбы, пипетки и бюретки.
Мерные колбы – тонкостенные плоскодонные сосуды с длинным узким
горлом, на котором нанесена метка в виде кольцевой черты. На каждой колбе
обозначены ее емкости и температура, при которой эта емкость измерена. Колба
должна плотно закрываться пробкой (рис.1).
Пипетки используют для отбора определенного объема пробы жидкости.
Пипетки Мора представляют собой стеклянные трубки с расширением посередине. Нижний конец оттянут в капилляр, на верхнем нанесена метка, до которой
следует набирать измеряемую жидкость. На пипетке указана объемность. Широко применяют также градуированные пипетки различной емкости, на наружной
стенке которых нанесены деления. Для наполнения пипетки нижний конец ее
опускают в жидкость и втягивают последнюю при помощи груши или специального приспособления. Жидкость набирают так, чтобы она поднялась на 2-3 см
выше метки, затем быстро закрывают верхнее отверстие указательным пальцем
правой руки, придерживая в то же время пипетку большим и средним пальцами.
Затем ослабляют нажим указательного пальца, в результате чего жидкость будет
медленно вытекать из пипетки. В тот момент, когда нижний мениск (уровень)
жидкости окажется на одном уровне с меткой, палец снова прижимают. Введя
пипетку в сосуд, отнимают указательный палец и дают жидкости стечь по стенке
сосуда. После того, как жидкость вытечет, пипетку держат еще 5сек прислонен
ной к стенке сосуда, слегка поворачивая вокруг оси.
Бюретки применяют при титровании, для измерения точных объемов и т.д.
Рис. 1 Мерная посуда
а - мерная колба; б – пипетки; в – бюретка.
35
Объемные бюретки – это стеклянные трубки с несколько оттянутым нижним концом или снабженным краном. На наружной стенке по всей длине бюретки нанесены деления в 0,1мл. К оттянутому концу бескрановой пипетки с помощью резиновой трубки закладывают стеклянную бусинку. Бюретку заполняют
жидкостью через воронку. Затем открывают кран и зажим, чтобы заполнить раствором часть бюретки, расположенной ниже крана или зажима до нижнего конца
капилляра. Бюретку заполняют так, чтобы вначале уровень жидкости был несколько выше нулевого деления шкалы. Затем, осторожно приоткрывая кран,
устанавливают уровень жидкости на нулевое деление. Каждое титрование следует начинать только после заполнения бюретки до нуля.
Для менее точного измерения объемов жидкости используют мерные цилиндры и мензурки (рис.2)
Рис. 2 Мерные цилиндры и мензурка
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ХЛОРИДА НАТРИЯ С ЗАДАННОЙ МАССОВОЙ ДОЛЕЙ СОЛИ (%) РАЗБАВЛЕНИЕМ
КОНЦЕНТРИРОВАННОГО РАСТВОРА.
Как известно, плотность - это масса вещества в единице объема, ρ =m/v.
Зная плотность, можно по таблице определить массовую долю (%) раствора.
Определить плотность раствора можно многими способами. Из них наиболее простой и быстрый – с помощью ареометра (рис.3).
Его применение основано на том, что плавающее тело погружается в жидкость до тех пор, пока масса вытесненной им жидкости не станет равна массе
самого тела (закон Архимеда). В расширенной нижней части ареометра помещен
груз, на верхней узкой части – шейке - нанесены деления, указывающие плотность жидкости, в которой плавает ареометр. Концентрацию исследуемого раствора находят, пользуясь табличными данными о плотности в зависимости от
концентрации раствора. Плотность водных растворов хлорида натрия приведена
в табл.1.
36
Рис. 3 Ареометр и отсчет по его шкале
Выполнение опыта. В мерный цилиндр наливают раствор хлорида натрия
и ареометром определяют его плотность. По таблице 1 находят концентрацию
исходного раствора [ в % ( масс) ].
Таблица 1.
Плотность и процентное содержание растворов хлорида натрия.
Концентрация, %
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Плотность*10-3,
кг/м3,
при температуре
100С
200С
1,0071
1,0053
1,0144
1,0125
1,0218
1,0196
1,0292
1,0268
1,0366
1,0340
1,0441
1,0413
1,0516
1,0486
1,0591
1,0559
1,0666
1,0633
1,0742
1,0707
1,0819
1,0782
1,0895
1,0857
1,0972
1,0933
Концентра-ция,
%
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
Плотность*10-3,
кг/м3,
при температуре
100С
200С
1,1049
1,1008
1,1127
1,1065
1,1206
1,1162
1,1285
1,1241
1,1364
1,1319
1,1445
1,1398
1,1525
1,1478
1,1607
1,1559
1,1689
1,1639
1,1772
1,1722
1,1856
1,1804
1,1940
1,1888
1,2025
1,1972
Рассчитывают, сколько миллилитров исходного раствора и воды следует
взять для приготовления 250мл 5% раствора. Воду отмерить цилиндром и вылить в мерную колбу объемом 250мл. Исходный раствор поваренной соли отмеряют цилиндром на 100 мл и вливают в колбу с водой. Раствор в колбе перемешивают. Цилиндр ополаскивают небольшим объемом раствора из колбы, который затем присоединяют к общей массе раствора в колбе. Проверить плотность
и концентрацию полученного раствора. Рассчитать относительную ошибку δотн
37
δотн =
С  С1
 100 %,
С
где С – заданная концентрация
С1- полученная концентрация.
Сделайте расчет молярной концентрации молярной концентрации эквивалентов и титра, приготовленного раствора. Результаты запишите в таблицу 2.
Таблица 2.
Опытные данные
Рассчитанные Плотность
массы компо- экспериЗаданная
нентов, г
массовая Плотность,
ментальдоля,
ρ, кг/м3
ная,
(%)
NaCl
H2O
ρ, кг/м3
Экспериментальные концентрации
δотн
с, %
с, М
сэк, н
T, г/мл
ПРИМЕР 1. Приготовить 0,5 л 20% раствора H2SO4, исходя из концентрированного раствора, плотность которого 1,84 г/см3.
По таблице находим, что плотности 1,84 г/см3 соответствует кислота с содержанием 96% H2SO4, а 20% раствору соответствует кислота с плотностью
1,14 г/см3.
Вычислим количества исходной кислоты и воды требующиеся для получения заданного объема раствора.
Масса его составляет 500  1,14 = 570 г, а содержание в нем H2SO4 равно
570  20
 114 г.
100
Вычислим, в каком объеме исходной 96% кислоты содержится 114г H2SO4:
1мл исходной кислоты содержит 1  1,84  0,96 г H2SO4
х мл исходной кислоты содержит 114 г H2SO4
114
x
 64,6  65 мл
1  1,84  0,96
Таким образом, для приготовления 500мл 20% раствора H2SO4 необходимо
взять 64,6мл 96% раствора.
Количество воды определяется как разность весов полученного исходного
раствора, а именно 500  1,14  64,6  1,84  450,4г  450 мл
ОПЫТ 2. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
СМЕШИВАНИЕМ РАСТВОРОВ БОЛЕЕ ВЫСОКОЙ И БОЛЕЕ
НИЗКОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ.
Раствор можно готовить непосредственно вводя рассчитанное количество
вещества в растворитель или путем разбавления более концентрированных растворов до требуемого значения концентрации.
38
ПРИМЕР 2. Приготовить 100г 36% раствора H3PO4, смешав 44% и 24% растворы этой кислоты.
I СПОСОБ РАСЧЕТА:
Обозначим через х количество граммов 44% раствора, которое следует добавить к (100-х) граммам 24% раствора для получения 100г 36% раствора H3PO4.
Составим уравнение:
0,44  х  (100  х)  0,24  100  0,36
36  24
откуда
х
 60
0,44  0,24
Следовательно, необходимо взять 60г 44% раствора H 3 PO4 и 100-х = 40г 24%
раствора.
II СПОСОБ РАСЧЕТА:
Он называется "правилом креста". Если в левый угол воображаемого прямоугольника поместить более высокую концентрацию – 44, а в нижний левый –
меньшую концентрацию –24, а в центре - концентрацию получаемого смешанного раствора – 36 и затем вычесть по диагонали из большего числа меньшее, то
отношение разностей 12 : 8 = 3 : 2 покажет в каком весовом соотношении следует смешать исходные растворы для получения раствора заданной концентрации.
Так, для получения 100г 36% раствора достаточно смешать 60г 44% раствора и 40г 24% раствора.
44
12
36
24
8
Определив по таблице плотности исходных растворов – 1,285 г/см3 (для
24% раствора) находим, что объемы их соответственно составляют:
60
 46,7  47 мл 44% раствора H3PO4
1,285
40
 35,1  35 мл 24% раствора H3PO4
1,14
В общей форме "правило креста" имеет вид^
a
c-b
c
b
a-c
39
где а и в соответственно большая и меньшая исходные концентрации;
с - концентрация смешанного раствора;
св
- показывает, в каком массовом соотношении следует смешать исхода с
ные растворы.
Выполнение опыта. Приготовить 250 мл 10 % раствора хлорида натрия,
имея в своем распоряжении 15 % и 5 % раствор NaCl.
Учитывая плотности приготовляемого и исходных растворов рассчитать
объемы 15 % и 5 % раствора (см. пример 2). Отмерить вычисленные объемы исходных растворов, слить в колбу на 250мл, закрыть колбу пробкой и тщательно
перемешать раствор, перевернув колбу несколько раз вверх дном. Отлить часть
раствора в цилиндр, измерить ареометром плотность приготовленного раствора
и по табл.1 найти его концентрацию (в %). Установить расхождение практически
полученной концентрации с заданной. Рассчитать относительную ошибку δотн.
ОПЫТ
3.
ПРИГОТОВЛЕНИЕ ВОДНОГО РАСТВОРА ХЛОРИДА
НАТРИЯ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ И РАСЧЕТ
НАВЕСКИ.
Получить навеску соли хлорида натрия у преподавателя. При помощи воронки перенести данную навеску в мерную колбу емкостью 250 мл. Промывалкой обмыть внутреннюю часть воронки небольшим количеством воды. Растворить соль в воде. Затем, добавляя воду небольшими порциями, довести уровень
воды в колбе до метки, закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать, переворачивая вверх дном. Замерить плотность полученного раствора ареометром. Для
этого раствор перелить в мерный цилиндр. Уровень жидкости должен быть ниже
края цилиндра на 3-4 см. Осторожно опустите ареометр в раствор. Ареометр не
должен касаться стенок цилиндра. Отсчет плотности по уровню жидкости производите сверху вниз. По таблице 1 найдите и запишите массовую долю (в %)
раствора, отвечающую этой плотности. Рассчитать количество хлорида натрия
взятого для приготовления 250 мл раствора.
ПРИМЕР. Пусть плотность приготовленного раствора хлорида натрия
ρ=1,0053г/см3 . Это соответствует 1% концентрации раствора. Следовательно,
в100г раствора содержится 1г NaCl. Определим массу 250 мл раствора
m  v  p = 250  1,0053  201,315
Исходя, из того, что в 100г раствора содержится 1г NaCl, узнаем сколько
грамм NaCl содержится в 201,315г раствора:
100 г раствора
201,315 г раствора х=
1 г NaCl
х г NaCl
201,315
 2,0131 г NaCl
100
Таким образом, была взята навеска NaCl массой 2,0131 г.
40
Лабораторная работа № 7
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ И УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ
Цель работы: проведение анализа воды на жесткость и ее умягчение методом катионирования.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленных содержанием
в воде ионов Ca 2 и Mq 2 . Суммарная концентрация ионов Ca 2 (кальциевая
жесткость воды) и Mq 2 (магниевая жесткость воды) называется общей жесткостью. Общая жесткость включает карбонатную жесткость, обусловленную содержанием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, и некарбонатную, обусловленную содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Карбонатную жесткость можно снизить кипячением, поэтому такую жесткость
называют временной. Некарбонатная жесткость не уменьшается при кипячении,
поэтому ее называют постоянной.
Величину жесткости природных вод выражают в миллиэквивалентах на 1
л воды (мэкв/л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,40
мг/л Ca 2 или 12,16 мг/л Mq 2 .
ПРИМЕР 1. Вычислить жесткость воды, зная, что 500 л ее содержат 202,5 г
гидрокарбоната кальция.
Решение. В 1 л воды содержится 202,5 : 500 = 0,405 г Ca(HCO3 ) 2 , что составляет 0,405 : 81 = 0,005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль – экивалентная масса Ca(HCO3 ) 2 ). Следовательно, жесткость воды 5 мэкв/л.
ПРИМЕР 2. Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м3 воды,
если жесткость воды, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв/л?
Решение. Мольная масса CaSO4 равна 136,14 г/моль; эквивалентная масса
равна 136,14 : 2 = 68,07 г/моль. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв/л содержится
4•1000 = 4000 мэкв, или 4000•68,07 = 272280 мг = 272,280 г CaSO4 .
Жесткость природных вод колеблется в очень широких пределах – от 0,1 0,2 мэкв/л в водах рек и озер, расположенных в зонах тайги и тундры, до 80 100 мэкв/л в некоторых подземных водах и водах морей и океанов. Повышенная
жесткость в водах природных источников обусловлена контактом воды с горными породами, содержащими карбонаты и сульфаты.
Применение жесткой воды недопустимо в некоторых отраслях промышленности, например в теплоэнергетике, так как в котлах и отопительных приборах образуется накипь, что ухудшает теплообмен. Поэтому жесткость является
одним из показателей качества воды, который необходимо контролировать.
При необходимости использования водоисточника с высокой жесткостью
воды применяют специальные методы умягчения воды. Умягчение может быть
осуществлено переводом солей жесткости в труднорастворимые или комплексные соединения, перегонкой воды, методом ионного обмена.
При умягчении воды методом осаждения соли жесткости переводят в следующие труднорастворимые соединения: карбонат кальция, гидроксид магния,
41
трехзамещенные фосфаты. В зависимости от применяемого осадителя способы
обработки называют известкованием, содоизвесткованием, фосфатированием.
Процессы, протекающие при известковании (обработка известью Ca(OH ) 2  , описываются уравнениями:
Ca( HCO3 ) 2  Ca(OH ) 2  2CaCO3  2H 2 O ,
Mq( HCO3 ) 2  2Ca(OH ) 2  Mq(OH ) 2  2CaCO3  2H 2 O ,
CO2  Ca(OH ) 2  CaCO3  H 2 O ,
MqSO4  Ca(OH ) 2  CaSO4  Mq(OH ) 2 .
Постоянная жесткость известью не удаляется – изменяется ее состав: магниевая жесткость переходит в эквивалентное количество кальциевой.
Обработка воды содой Na2 CO3  и известью (содоизвесткование) может
быть описана теми же уравнениями (кроме последнего) и в дополнение к ним
следующими:
CaSO4  Na2 CO3  CaCO3  Na2 SO4 ,
MqSO4  Na2 CO3  Ca(OH ) 2  Mq(OH ) 2  CaCO3  Na2 SO4 .
При содоизвестковании устраняется как временная, так и постоянная
жесткость.
Осаждение солей жесткости фосфатом натрия называется фосфатированием воды. Оно применяется и как самостоятельный метод умягчения и как метод
доумягчения воды после предварительного снижения жесткости другими способами.
Умягчение воды переводом солей жесткости в комплексные соединения
основано на образовании хорошо растворимых комплексных солей. На практике
для связывания в комплекс ионов жесткости используют: гексаметафосфат
натрия Na6 P6 O18  и комплексон 111 (трилон Б).
Наиболее глубокое умягчение воды достигается методом ионного обмена.
Ионный обмен основан на способности некоторых высокомолекулярных соединений (ионитов) вступать в обратимые реакции обмена ионами, причем этот обмен происходит в строго эквивалентных соотношениях. Обменными ионами могут быть как катионы (в этом случае ионит называют катионитом), так и анионы
(в этом случае ионит называют анионитом).
При умягчении воды примменяют катионный обмен. Обменными ионами
обычно служат ионы Na  или ионы H  катионита.
Процесс умягчения может быть представлен уравнениями:
Na2 R  Ca 2  CaR  2 Na  , Na2 R  Mq 2  MqR  2 Na  ;
H 2 R  Ca 2  CaR  2H  , H 2 R  Mq 2  MqR  2H  .
где Na2 R - условное обозначение катионита в Na -форме ;
H 2 R - условное обозначение катионита в H - форме.
Важнейшей характеристикой ионита является его обменная емкость. В
практике водоподготовки ионит характеризуют по динамической обменной емкости, выражаемой числом эквивалентов поглощаемого иона на 1 м3 ионита в
рабочем состоянии.
Регенерация катионита основана на обратимости процесса ионного обмена. Na -катионит после истощения регенерируется 5-8 % раствором хлорида
42
натрия, H - катионит – 1-1,5 % раствором серной кислоты. После регенерации
катионит отмывают умягченной водой.
Для определения жесткости воды применяют титриметрический метод,
причем для определения общей жесткости используют комплексонометрическое
титрование, а карбонатную жесткость определяют методом кислотно-основного
титрования.
ПРИМЕР 3. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 см3 этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось
6,25 см3 0,08 н. раствора соляной кислоты.
Решение. Вычислим нормальность раствора гидрокарбонат кальция. Обозначив число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через Х, составляем пропорцию:
6,25
Х
, Х  0,005 н.

100 0,08
Таким образом в 1 л исследуемой воды содержится 0,005•1000 = 5 мэкв гидрокарбоната кальция или 5 мэкв ионов кальция. Карбонатная жесткость воды
5 мэкв.
Оборудование и реактивы:
1. Мерный цилиндр вместимостью 100 мл – 1.
2. Бюретка вместимостью 25 мл – 2.
3. Колбы для титрования вместимостью 200-250 мл – 3 шт.
4. Пипетка вместимостью 5 мл – 1 шт.
5. Колонка, заполненная катионитом – 1 шт.
6. 0,01 н раствор комплексона 111
7. 0,1 н раствор соляной кислоты.
8. Индикатор эриохром черный Т.
9. Индикатор метиловый оранжевый.
10.Аммиачный буферный раствор.
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
ОПЫТ 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ.
В основе метода лежит реакция образования внутримолекулярной растворимой соли комплексона 111 с ионами Ca 2 и Mq 2 . Ион металла замещает атомы водорода карбонильных групп  COOH , а также связывается координационной связью с атомами азота, при этом один ион металла образует соединение
только с одной молекулой комплексона 111.
Комплексон 111 – это двузамещенная соль натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты
43
NaOOCCH 2
CH 2 COONa
N  CH 2  CH 2  N
HOOCCH 2
CH 2COOH
При титровании образуется соединение:
NaOOCCH 2
HOOCCH 2
CH 2 COONa
N  CH 2  CH 2  N
Ca
CH 2COOH
В качестве индикаторов, для фиксирования точки эквивалентности, используют металлоиндикаторы. Металлоиндикаторы – это органические красители, образующие окрашенные комплексные соединения с ионами металлов, менее
прочные чем комплекс металла с комплексоном 111. Реакцию металла с индикатором можно представить уравнением:
HInd 2  Me 2  MeInd   H 
синий
красный
Например, если в раствор соли кальция, при рН=7-11 ввести эриохром
черный Т, то раствор окрасится в красный цвет, если этот раствор титровать раствором комплексона 111, который с Ca 2 дает бесцветный более прочный комплекс, чем комплекс Ca 2 с индикатором, то в конечной точке титрования раствор примет синий цвет.
Выполнение опыта. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите ее в колбу для титрования; добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного
буферного раствора и несколько кристалликов (на кончике шпателя) эриохрома
черного Т.
Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитруйте раствором комплексона 111 до перехода розовой красной окраски в голубую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут ( V  0,1 мл), найдите средний объем раствора комплексона 111, израсходованный на титрование и рассчитайте общую
жесткость воды. В противном случае оттитруйте пробу еще раз. Результаты опыта запишите в таблицу 1.
Общую жесткость воды рассчитываем по закону эквивалентов:
Ж0 
V2 C экв  1000
V1
.
44
Таблица 1
Опытные данные
№
п/п
1
2
3
Объем исследуемой воды, V1 , мл.
Молярная концентрация экОбъем раствора
Общая жесткость
комплексона 111, вивалентов комплексона 111,
воды, Ж о , моль/л
С экв , моль/л
V2 , мл.
100
100
100
0,01
0,01
0,01
ОПЫТ 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАРБОНАТНОЙ И НЕКАРБОНАТНОЙ
ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ.
Определение карбонатной жесткости воды сводится к измерению концентрации гидрокарбонат-иона HCO 3 и тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Ca 2 и Mq 2 . Для анализа используют метод кислотно-основного титрования, основанный на реакции нейтрализации.
Анион HCO 3 в воде гидролизуется:

HCO3  H 2 O  H 2 CO3  OH 
поэтому вода имеет щелочную реакцию. При титровании протекает реакция
нейтрализации:
OH   H   H 2 O .
В качестве индикаторов используют вещества, изменяющие свою окраску
в зависимости от рН среды. По своей химической природе индикаторы представляют собой слабые органические кислоты HInd или слабые органические
основания IndOH , у которых молекулярная и ионная формы имеют различную
окраску.
Согласно ионной теории индикаторов изменение цвета индикатора вызывается смещением равновесия диссоциации:
HInd  H   Ind 
окраска
1
(молекулярная
форма)
окраска 11
(диссоциированная
форма)
В кислой среде индикатор находится в недиссоциированой форме ( HInd ),
так как избыток ионов водорода связывается с анионами индикатора – преобладает окраска 1.
В щелочной среде гидроксильные ионы связывают протоны в малодиссоциирующее вещество – воду. Равновесие смещается в сторону диссоциации кислоты, что приводит к возрастанию концентрации ионной формы Ind   - преобладает окраска 11.
45
Выполнение опыта. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и переносите ее в колбу для титрования. Добавьте к исследуемой воде 2 капли метилового оранжевого.
Приготовленную пробу медленно, при постоянном перемешивании, оттитруйте раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в
оранжевую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут ( V  0,1 мл), найдите средний объем
раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование и рассчитайте карбонатную жесткость воды. В противном случае оттитруйте пробу еще раз.
Результаты опыта запишите в таблицу 2.
Таблица 2
Опытные данные
Объем исследуемой воды, V1 ,
мл.
Объем раствора
соляной кислоты, V2 , мл.
100
Молярная концентрация эквивалентов раствора HCl , C экв ,
моль/л
0,1
Жесткость воды.
Карбонатная
Ж к , моль/л
Некарбонатная
Ж нк , моль/л
Рассчитываем карбонатную жесткость воды по формуле:
Жк 
V2 C экв  1000
V1
.
Некарбонатную жесткость воды Ж нк , находят по разности:
Ж нк  Ж о  Ж к .
ОПЫТ 3. УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ МЕТОДОМ КАТИОНИРОВАНИЯ.
Жесткую воду пропускают через катионообменную смолу в Na   форме,
при этом ионы Ca 2 и Mq 2 эквивалентно замещают ионы Na  в смоле.
Выполнение опыта. Через колонку заполненную катионитом пропустите
300-400 мл жесткой воды. Скорость фильтрования регулируйте зажимом, она не
должна превышать 15 капель в минуту. Умягченную воду соберите в стакан,
ополоснутый первыми порциями фильтрата.
Отберите 100 мл умягченной воды и определите общую жесткость умягченной воды.
Результаты опыта сведите в таблицу 3.
Таблица 3.
Опытные данные
Объем исследуемой воды, V1 , мл.
100
Объем раствора
комплексона 111,
V2 , мл.
Молярная концентрация эквивалентов комплексона
111, С экв , моль/л
0,01
Общая жесткость воды после умягчения,
Ж о , моль/л
46
Лабораторная работа № 8
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы: исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества
с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных
и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.
В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может
происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н+ и ОН- , практически ими не
связываются . Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого
столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на
ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается,
концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10 7
моль/литр.
Гидролизу подвергаются все остальные соли:
 образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты
– происходит гидролиз по аниону;
 образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты
– происходит гидролиз по катиону;
 образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты –
происходит гидролиз и по катиону и по аниону.
Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h)
и константой гидролиза (Кг). Степенью гидролиза называется отношение числа
молекул, подвергшихся гидролизу (Сгидр.), к общему числу растворенных молекул (Собщ.):
Сгидр.
Собщ.
Степень гидролиза зависит от следующих факторов:
1. природы соли;
2. ее концентрации;
3. температуры раствора.
Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирущих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по
этому с повышением температуры протекает полнее . Следовательно при гидролизе соблюдатся принцип Ле-Шателье. Константой гидролиза (Кг) называется отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации
h
47
негидролизованной соли (опреляется обычно по таблицам). Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между
собой отношением аналогичным закону разбавления:
Сh 2
Кг 
1 h
где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).
Если степень гидролиза мала (h<<1), то Кг = h2С,
Кг
h
С
ПРИМЕР 1
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей:
а) NaCN , б) К2СО3
Решение:
а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN полностью диссоциируют на катионы Na+ и анионы CN . Катионы Na+ не могут связывать ионы
ОН- воды , так как NaOH – сильный электролит . Анионы же CN-связывают ионы
Н+ воды , образуя молекулы слабого электролита HCN . Соль гидролизуется , как
говорят , по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CN- + H2O ⇄ HCN + OHили в молекулярной форме:
NaCN + H2O ⇄ HCN + NaOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов
ОН , поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН>7).
б) Карбонат калия K2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3-, а не молекулы Н2СО3. В обычных
условиях гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
-
СО32- + НОН ⇄НСО3- + ОНили в молекулярной форме:
К2СО3 + Н2О ⇄ НСО3 + КОН
В растворе появляется избыток ионов ОН- ,поэтому раствор К2СО3 имеет
щелочную реакцию рН>7.
ПРИМЕР 2
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl2 .
Решение:
48
Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2
не происходит, так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)2.
В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.
Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+
или в молекулярной форме:
CuCl2 + H2O ⇄CuOHCl + HCl
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnCl2 имеет кислую реакцию (рН>7) .
ПРИМЕР 3
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли Pb (CH3COO)2 .
Решение:
Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания Pb(OH)2 и слабой одноосновной кислоты CH3COOH. В данном случае параллельно протекают
два процесса:
Pb+2 + H2O⇄PbOH+ + H+
СН3СОО- + Н2О⇄СН3СОО + ОНИонно - молекулярное уравнение:
Pb2+ + СН3СОО- + Н2О ⇄ PbOH+ + СН3СООН
или в молекулярной форме:
Pb(СН3СОО)2 + Н2О ⇄ PbOHСН3СОО + СН3СООН
Реакция раствора при этом зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл. = Косн., то катион и анион гидролизуются
в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН=7). Если Ккисл. >
Косн., то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, и концентрации ОН- - ионов. В данном случае реакция раствора слабокислая. Наконец,
если Ккисл. < Косн., то гидролизу преимущественно подвергается анион соли, и
реакция раствора будет слабощелочной.
ПРИМЕР 4.
49
Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и
Na2CO3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.
Решение: Соль Fe(NO3)3 гидролизуется по катиону, а Na2CO3 – по аниону.
Fe3+ + Н2О ⇄ FeОН2+ + Н+
CO32‫ ־‬+ Н2О ⇄ НСО‫־‬3- + ОН
Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН‫ ־‬взаимодействуют, образуя молекулы
слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из
солей до образования осадка и газа: Fe(ОН)3 и СО2
Ионно-молекулярное уравнение
2 Fe+3 + 3CO32- + 3Н2О = 2Fe(ОН)2 + СО2
Молекулярное уравнение
2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Fe(ОН)2 + 3СО2 + 6Na NO3
Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды Кв. При 25оС Кв = [H+] · [OH-] = 1·10-14 . Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов,
если известна концентрация другого вида ионов, а именно:
Н  

Кв
[OH  ]
[OH  ] 
Кв
[H  ]
В чистой воде [H+] = [OH-] = 10 14 = 10-7 моль/л
Концентрация ионов водорода указывает на характер среды:
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, нейтральная среда;
[H+] > 10-7 моль/л, кислая среда;
[H+] < 10-7 моль/л, щелочная среда.
Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов
рН = -lg[H+], следовательно, в щелочной среде рН > 7; в нейтральной среде
рН = 7, в кислой среде рН < 7.
ПРИМЕР.
Вычислить рН раствора, если [H+] = 0,0001 = 10-4 моль/л.
Решение: [H+]= 0,0001 = 10-4 моль/л.
рН = -lg10-4 = 4; рН = 4
50
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. РЕАКЦИЯ СРЕДЫ В РАСТВОРАХ РАЗЛИЧНЫХ СОЛЕЙ.
В пять пробирок до 1/3 их объема налить нейтральный раствор лакмуса.
Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония.
По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе
каждой соли. Полученные результаты внести в таблицу.
Таблица 1.
Реакция среды в растворах солей
№ пробирки
Формула соли
Окраска лакмуса
Реакция среды
РН раствора
рН<7
рН=7
рН>7
Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные
и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый).
В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для
первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.
ОПЫТ 2. СЛУЧАИ ПОЛНОГО (НЕОБРАТИМОГО) ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ.
В две пробирки внести по 6-8 капель раствора хлорида алюминия. В одну
пробирку добавить такой же объем раствора сульфида натрия, в другую - раствора карбоната натрия. Отметить выделение сероводорода в первой пробирке
(по запаху) и пузырьков диоксида углерода во второй. В обоих случаях в осадок
выпадает гидроксид алюминия.
Написать уравнения реакций, которые привели к образованию гидроксида
алюминия. Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия.
ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА СОЛИ.
В два стакана налить 1 М раствор ацетата натрия. Один стакан нагреть почти до кипения раствора. Затем в оба стакана капнуть по 3-5 капель фенолфталеина. Окраска появляется в стакане с горячим раствором, это указывает на усиление гидролиза при нагревании.
ОПЫТ 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ РЕАКЦИИ СРЕДЫ.
51
Для определения реакции среды пользуются индикаторами – веществами,
которые изменяют окраску в зависимости от концентрации в растворе ионов Н+.
Индикаторы – слабодиссоциирующие органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы благодаря разному строению имеют различную окраску.
Лакмус содержит так называемую азометиновую кислоту, недиссоциированные молекулы которой красного цвета, а анионы – синего цвета.
Диссоциация лакмуса:
HInd ⇄ H+ + Indкрасный
синий
При растворении лакмуса в воде его молекулы HInd, присутствуя совместно
с Ind-, придает раствору промежуточную (фиолетовую) окраску.
Если к этому прибавить кислоты, вследствие увеличения [H+] равновесие
диссоциации сместится влево – раствор станет красным.
При добавлении к нейтральному раствору лакмуса [ОН-] равновесие сместится вправо – раствор станет синим. Аналогично объясняется изменение
окраски у других индикаторов.
Определение рН раствора с точностью = 0,02 рН проводят на приборе,
называемом рН-метр.
Для получения достоверных данных необходимо точно соблюдать правила
работы на рН-метре.
Перед погружением в раствор электроды необходимо каждый раз промывать дистиллированной водой и удалять остатки воды фильтровальной бумагой.
Правильность работы прибора проверяется по буферному раствору, рН которого
известно и постоянно. Проверку проводит перед измерением лаборант.
В сухой стаканчик залить анализируемый раствор и погрузить в него электроды. Установить ручку термокомпенсатора в положение, соответствующее
комнатной температуре (20оС). Ручку «переключателя рода работ» установить в
положение рН, а кнопку «выбора диапазонов» в положение «1-19». Отсчет показаний рН производится после его установления, примерно в течение 3 минут по
нижней шкале. Для уточнения показания следует нажать кнопку одного из диапазонов измерения, кроме «1-19». По окончании измерений промойте электроды
и опустите их в стаканчик с дистиллированной водой.
52
Лабораторная работа № 9
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Цель работы: изучение явлений комплексообразования, свойств различных
комплексов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или
отрицательно заряженные сложные ионы, способные существовать как в кристалле, так и в растворе (А. Гриндберг), например: K3[Fe(CN)6].
В комплексном соединении выделяют внешнюю (3К+) и внутреннюю
([Fe(CN)6] сферы. Внутренняя сфера состоит из центрального атома (комплексообразователя), вокруг которого группируются ионы или молекулы. В приведенном примере ион Fe3+ - комплексообразователь, ионы CN- – лиганды. Число
лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя (к.ч.6). Заряд комплекса численно равен суммарному заряду внешней сферы
и противоположен ему по знаку. В нашем примере во внешней сфере комплексного соединения ([Fe(CN)6] находятся три иона К+. Следовательно, заряд комплексного иона равен - 3.
Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме всех остальных ионов (Fe3+).
Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы.
Комплекс с положительным зарядом называется катионным. Например:
[Cu(NH3)4]2+, с отрицательным зарядом – анионным, например: [Cd(CN)4]2-, с нулевым зарядом – нейтральным, например: Fe(CO)5.
Комплексообразователями, как правило, являются атомы или чаще ионы
металлов. Способность элементов к комплексообразованию возрастает от периода к периоду. В основном это d-элементы.
Лигандами могут служить:
а) анионы кислот (ацидокомплексы) – F-, Cl-, Br-, I-, CN-, NO2-, SO42-, PO43-,
CO32-, SCN-;
б) гидроксогруппы ОН- (гидроксокомплексы);
в) нейтральные молекулы – Н2О (аквокомплексы), NH3 (аммиакаты), СО
(карбонильные), NO, F2, N2H4 и др.
В названия комплексов входят названия как лигандов, так и комплексообразователей, причем вначале указываются лиганды, а затем комплексообразователи.
К анионным лигандам добавляют окончание – О. СО32- – карбонато, CN –
циано, N3- – азидо, ОН- - гидроксо, О2- - оксо, SCN – родано, SO32- - сульфито и
т.д.
Нейтральные молекулы имеют те же названия, что и молекулы, за исключением Н2О (акво), NH3 (аммин), СО (карбонил). Названия комплексообразователей суффикс – ат (феррат, никелат, хромат).
53
Число лигандов в комплексе обозначают греческими приставками (ди, три,
тетра, пента и т.д.)
Для металлов с переменной валентностью степень окисления указывается в
скобках.
Пример: [Zn(NH3)4]Cl2 – дихлортетрааммин цинка
K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия
[Ni(CO)4] - тетракарбонилникель (0)
Комплексные соединения являются сильными электролитами, т.е. при растворении полностью диссоциируют на комплексные ионы (внутреннюю сферу) и
противоионы (внешнюю сферу):
[Ni(NH3)6]2+ + 2Cl-
[Ni(NH3)6]Cl2
Комплексные ионы в растворах в свою очередь ведут себя как слабые электролиты и диссоциируют не полностью, например:
[Ni(NH3)6]2+
Ni2+ + 6NH3
Устойчивость комплексов можно оценить с помощью закона действующих
масс, выразив состояние равновесия с помощью константы равновесия, называемой константой нестойкости.
Ni NH 

2
К нест .
6
3
NiNH 3 6 2
 9,8 * 10 9
Очевидно, чем устойчивее комплекс, тем он в меньшей степени подвергается распаду и тем меньше его константа нестойкости.
Об устойчивости комплекса можно судить также по константе равновесия
его образования – так называемой константе устойчивости Куст. Константа
устойчивости Куст. – величина, обратная константе нестойкости Кнест.:
Кнест. = 1/Куст.
Для реакции образования иона [Ni(NH3)6]+2
Ni2+ + 6NH3
константа устойчивости будет:
К уст.
в растворе
[Ni(NH3)6]+2
2

Ni NH 3 6 

 1,02 * 108
Ni NH
2
3
6
Константа устойчивости является мерой комплексообразования – большей
величине константы устойчивости соответствует большая концентрация комплекса при равновесии.
Сравнение константы устойчивости комплексных ионов
54
[Ag(NO2)2][Ag(NH3)2]+
[Ag(S2O3)2]3[Ag(CN)2]7,7*102
1,5*107
1*1013
1*1021
показывает, что наиболее устойчивым из этих комплексов является последний, а наименее устойчивый – первый.
Значения констант нестойкости могут сильно колебаться, особенно для
комплексных анионов. Если значения Кнест. комплексного аниона достаточно велики, то это означает, что по существу, мы имеем вместо комплексной соли
двойную соль.
Двойными солями называются продукты замещения атомов водорода в
кислотах на два различных катиона. В водных растворах двойные соли диссоциируют, образуя два различных катиона и анионы одного вида
NaAl(SO4)2 = Na+ + Al3+ + 2SO422. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. АНИОННЫЙ КОМПЛЕКС (ТЕТРАИОДОВИСМУТАТ КАЛИЯ)
В пробирку к 3-4 каплям раствора хлорида висмута прибавить по каплям
раствор иодида калия до выпадения темно-бурого осадка иодида висмута. Растворить этот осадок в избытке раствора иодида калия.
Задание: Каков цвет полученного раствора? Может ли эта окраска обусловливаться присутствием ионов К+, I-, Bi3+? Какой из этих ионов может быть
комплексообразователем? С какими лигандами он мог образовать в данном растворе сложный ион? Ответ мотивировать.
Написать уравнения реакций: образования иодида висмута с избытком иодида калия. Написать уравнение электролитической диссоциации полученного
комплексного соединения.
ОПЫТ 2. ГИДРОКСОКОМПЛЕКСЫ
В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома (III),
алюминия и в каждую из них добавить по каплям раствор щелочи. Наблюдать
вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи.
Задание: Написать уравнения реакций, учитывая, что образуются растворимые гидроксокомплексы, содержащие ионы [Zn(OH)4]2-, [Cr(OH)6]3-. Зная, что
гидроксиды цинка, хрома, алюминия растворяются также в кислотах, указать, к
какому типу они относятся.
ОПЫТ 3. КАТИОННЫЙ КОМПЛЕКС
Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся в пробирку 3-4 капли раствора сульфата никеля и такой объем раствора едкого натра. К осадку добавить
5-6 капель раствора аммиака. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni2+ в
55
растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора. Присутствием каких
ионов обусловлена окраска раствора?
Задание: Написать уравнения реакций: образования гидроксида никеля
(II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания (координационное
число никеля принять равным шести). Какое основание является более сильным:
простое или комплексное? Ответ обосновать.
ОПЫТ 4. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ В РЕАКЦИЯХ ОБМЕНА
В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем
раствора комплексной соли К4[Fe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка
гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнение реакций.
ОПЫТ 5. ДВОЙНЫЕ СОЛИ
В пробирке растворить двойную соль (NH4)2SO4*FeSO4*6H2O (соль Мора) и разделить на 3 пробирки. В первую пробирку добавить 5-6 капель раствора
сульфид натрия, во вторую - раствор хлорида бария. Выпавший черный осадок
представляет собой сульфид железа (II). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие каких ионов в растворе
двойной соли указывают эти реакции? В третью пробирку добавить 7-8 капель
2н раствора гидроксида натрия и нагреть на водяной бане. подержать над пробиркой лакмусовую бумажку, смоченную водой. По изменению окраски лакмуса
и по запаху определить, какой газ выделяется. Написать ионные уравнения реакции. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывает эта реакция? Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора. Проверить действие раствора сульфида аммония обнаруживаются ли ионы Fe2+ в растворе K4[Fe(CN)6] Наблюдается ли выпадение черного осадка FeS?
Задание: Описать наблюдаемые явления. Ответить на вопросы и написать
уравнения реакций. Написать уравнение электролитической диссоциации
K4[Fe(CN)6]. Чем отличается электролитическая диссоциация двойной соли от
диссоциации соли, содержащей устойчивый комплексный ион?
56
Лабораторная работа № 10
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение
методики составления уравнений окислительновосстановительных процессов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции,
сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав
реагирующих веществ.
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный
исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность
определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не
имеет знака. Степень окисления (С.О) может быть положительной, нулевой и
отрицательной.
При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо
учитывать следующее:
1. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением
гидридов металлов NaH, KH, CaH2 - она равна -1 и тд.) проявляет степень окисления +1.
2. Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H2O2, BaO2 и
др. – она равна -1, и фторида кислорода OF2 – она равна +2) обладает
степенью окисления -2.
3. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Ho2, O o2, Feo,
Zno и др.
4. При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что
алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной
молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в
серной кислоте H2SO4. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H2SO-24. Обозначив степень окисления серы
через х, составим уравнение:
(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.
Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона.
Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO2-4:
х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при
этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в
процессе реакции отдают электроны называется восстановителем.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом
или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы
которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.
57
В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или
восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде
элементарных ионов (H+, Hg+2, Zn+2 и тд.) и входят в состав сложных ионов : S6+ в виде SO2-4, N+5 в ионе NO-3, Mn +7 – в ионе MnO-4 и др. Из простых веществ
только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют
наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами
обладают ионы типа (Сl- , Br-, I-, Se-2, Te-2), а также атомы с низшей степенью
окисления, входящие в состав более сложных группировок (N-3 в NH-3, O2- в
H2O, S-2 в H2S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N+3 – в
HNO22; N+22 – в NO; N+ - в N2O; No – в N2; N-3 – в NH4OH; S+4 – в SO2; S+2 – в SO;
So – в S2.
Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется
запомнить. Окислители: галогены, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, O2, O3, H2O2, H2SO4
(конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Au+3, Ag+, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.
Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2, H2SO3, HI, HBr,
HCl, SnCl2, FeSO4, MnSO4, NH3, NO, альдегиды , спирты муравьиная и щавелевая
кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионноэлектронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элементвосстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного
и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.
В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO4- в кислой
среде восстанавливается до Mn+2 (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до
MnO2 (бурый осадок), а в щелочной – до MnO-24 (зеленый осадок).
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их
окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного
атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.
Для определения направления окислительно-восстановительной реакции
необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного
окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:
Е = φок. – φвосст.
где φок. – потенциал окислителя
φвосст. – потенциал восстановителя
58
Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования К2Сr2О7 в качестве окислителя определим ЭДС следующих гальванических элементов:
F2 F Cr2O-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 2,85 = -1,49 В
Е<0
Cl2 Cl- CrO-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 1,36 = 0 В
Е=0
Br2 Br- Сr2O-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 1,07 = 0,29 В
Е>0
I2 I
Е>0
Сr2O-27 Cr+3 ; E = 1, 36 – 0,53 = 0,83 В
Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для
процессов:
2Br - 2eˉ = Br2 ; 2I - 2eˉ = I2
ПРИМЕР 1.
Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3,
HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите, какие из них могут
быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как
окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно
равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна:
-2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4
(промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители;
HNO3, H2SO4, KMnO4 - только окислители; HNO3, H2SO3, MnO2 – окислители и
восстановители.
ПРИМЕР 2.
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между
следующими веществами: а) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и HСlO4?
Решение: а) степень окисления в H2S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества
проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H2S n (S) = -2 (низшая); в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;
в) в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная); в HСlO4 n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять
восстановительные свойства.
ПРИМЕР 3.
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих
по схеме:
H2S + KMnO4 + H2SO4
S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе ме-
59
тода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в
первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.
H2S-2+ KMn+7O4 + H2SO4 S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O
Далее составляем электронные уравнения
Восстановитель S‫־‬2 - 2е
S0
5 процесс окисления
+7
+2
Окислитель
Mn + 5e
MN
2 процесс восстановления
И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах.
Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:
5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 3S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2*4 + 3*4 = 20 и в правой –2*4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –восстановитель (S-2) и
элемент-окислитель (Mn+7) находятся в разных веществах.
Переписываем уравнение в ионно-молекулярной форме:
5H2S + МnO4 +6H+ = 5S +2Mn+2 + 8H2O
ПРИМЕР 5.
К какому типу относятся следующие ОВР:
(NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + H2O
K2MnO4 + H2O
KMnO4 + MnO2 + КОН
При помощи электронных уравнений составьте коэффициенты в этих реакциях.
Решение:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
Восстановитель N3 - 3е
N0
1- процесс окисления
3
+6
+3
Окислитель
Cr + 3e
Cr
1- процесс восстановления
Эта внутримолекулярная реакция, так как элемент-окислитель и элементвосстановитель находятся в молекуле одного вещества.
3K2MnO4 + H2O
2KMnO4 + MnO2
+ 4КОН
Восстановитель Mn+6 - е
Mn+7
2- процесс окисления
Окислитель
Mn+4
1- процесс восстановления
Mn+6 +2е
60
В этом случае имеет место реакция самоокисления-самовосстановления
(диспропорционирования), так как металлы одного и того вещества реагируют
друг с другом как окислители как восстановитель.
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
Р- И D-ЭЛЕМЕНТОВ В ПРОМЕЖУТОЧНЫХ СТЕПЕНЯХ
ОКИСЛЕНИЯ. СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ (+IV) В ОКИСЛИТЕЛЬННО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ.
В первую пробирку с раствором дихромата калия K2Cr2O7 и во вторую с
раствором сульфида натрия Na2S внести по нескольку капель 2н серной кислоты
и по 2-3 микрошпателя сульфита натрия Na2SО3. Как изменилась окраска в первой пробирке? Почему помутнел раствор во второй пробирке? Окислителем или
восстановителем может являться в химических реакциях K2Cr2O7 Na2S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na2SО3? Написать уравнения проведенных реакций.
ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ РН СРЕДЫ НА ХАРАКТЕР ВОССТАНОВЛЕНИЯ
ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ.
В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавить 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, во вторую добавить
столько же воды, в третью – столько же раствора щелочи. Во все три пробирки
внести по два микрошпателя кристаллического сульфита натрия и перемешать
растворы до полного растворения кристаллов. Через 3-4 минуты отметить изменение окраски раствора во всех трех случаях.
Написать уравнения реакций восстановления перманганата калия сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Учесть, что соединения
марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски, ион
MnO-4 имеет фиолетовую окраску, ион MnO-24 - зеленую, ион Mn+2 – слаборозовую, а при малой концентрации практически бесцветную. Диоксид марганца
и его гидроксид трудно растворимыми веществами бурого цвета.
+ SO2-3 + OHMnO2-4 - зеленый
MnO-4
фиолетовый
+ SO2-3 + H2O
+ SO2-3 + H+
MnO2 - бурый
Mn2+ - бесцветный
До какой степени окисления восстанавливается перманганат калия в растворах, имеющих рН > 7, pH < 7, pH = 7?
61
ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА С ИОДИДОМ
КАЛИЯ.
К раствору иодида калия, подкисленному серной кислотой, прибавить 12 капли раствора пероксида водорода. Для какого вещества характерна появившаяся окраска?
Написать уравнения реакции. Окислителем или восстановителем являлся в
ней пероксид водорода?
ОПЫТ
4.
ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА В ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ.
В пробирку с раствором дихромата калия K2Cr2O7 (5-6 капель) внести 2-3
капли концентрированной серной кислоты плотностью 1,84 г\м3 и 4-5 капель
этилового спирта C2H5OH. Отметить изменение цвета раствора и появление специфического “яблочного” запаха, присущего уксусному альдегиду (ацетальдегид) CH3CHO. Написать уравнения реакции, учитывая, что хром (VI) перешел в
хром (III).
62
Лабораторная работа № 11
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Цель работы: изучение принципа действия гальванического элемента и
процессов электролиза.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные
процессы, протекающие под действием электрического тока, или вызывающие
его.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности веществ, находящихся в растворе (или в контакте с ними), служат электродные или окислительно-восстановительные потенциалы.
Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же
металла (например, медную пластинку погрузить в раствор СuSО), то на границе
металла с раствором электролита возникает разность потенциалов, которая и
называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродных потенциалов определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Чем больше абсолютное
значение положительного потенциала, тем больше окислительная способность
иона по отношению к металлу, и наоборот, чем больше абсолютное значение отрицательного потенциала, тем больше восстановительная способность.
Окислительно-восстановительный потенциал пары ион-металл зависит не
только от их природы, но и от концентрации (активности) раствора и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
  0 
a
R *T
* ln окисл.
n*F
a восст.
(1)
Где  - окислительно-восстановительный потенциал данной пары;
0 – Стандартный электродный потенциал;
R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль *К);
Т – абсолютная температура, К;
F - число Фарадея, F = 96500 Кл
n - число молей электронов, принимаемых при превращении окисленной
формы в восстановленную;
aокисл и aвосст. – активность окисленной и восстановленной формы.
Активность является эффективной концентрацией и связана с ней уравнением
a   *C
Для разбавленных растворов  = 1 и a = C.
(2)
63
Подставляя в уравнение Нернста значения констант и переходя от натуральных логарифмов к десятичным, получаем при Т = 298 К:
  0 
a
0,059
* lg окисл.
n
a восст.
(3)
Если электродный потенциал возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растворе Ме = Ме + nе, то значение его определяется уравнением:
  0 
0,059
* lg C ,
n
(4)
где n - заряд катиона;
C -молярная концентрация ионов металла в растворе.
Зная электродные потенциалы, можно определить электродвижущую силу
(ЭДС) гальванического элемента. Гальваническим элементом называют устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в
электрическую (гальванические элементы называют также химическими источниками тока).
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли
того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью
трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического или солевого мостика). На рис.1 приведена схема медно-цинкового
гальванического элемента ZnZnSO4CuSO4Cu (знак  в схематической записи
гальванического элемента символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор).
Рис.1. Гальванический элемент медно-цинковый:
1-стаканчики; 2-подставка; 3-электролитный мостик;
4- рН-метр (иономер); 5-цинковый электрод; 6-медный электрод
Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления
64
Zn – 2e  Zn2+
А реакция на правом электроде – процессу восстановления.
Cu2+ + 2e  Cu0
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на
котором происходит восстановление, является катодом.
Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается уравнением:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
ЭДС гальванического элемента представляет собой разность электродных
потенциалов окислителя и восстановителя, т.е. равна разности электродных потенциалов катода и анода. По значениям стандартных электродных потенциалов
можно рассчитать стандартную ЭДС элемента:
0
Е0 = окатод - оанод = оCu2+/Cu - оZn2+/Zn = 0,34-(-0,76) = +1,1(B)
Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в растворы, содержащие одноименные с ними ионы, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы
одного и того же электролита с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется концентрационным. ЭДС концентрационного элемента также равна разности электродных потенциалов, составляющих его электродов.
Применительно к концентрационному гальваническому элементу значение
n и о в уравнении Нернста для обоих электродов одинаковы. Следовательно,
ЭДС такого элемента может быть определена по формуле:
E
C
0,059
* lg 1 , (C1  C 2 ) .
n
C2
(5)
Металлы, применяемые в технике, почти всегда имеют примеси других металлов. При соприкосновении с раствором электролита система из двух металлов
образует ряд непрерывно действующих гальванических микроэлементов. Работа
этих элементов приводит к электрохимической коррозии – процессу разрушения
металла в среде электролита, сопровождающемуся возникновением внутри системы электрического тока. Более активный металл посылает в раствор свои ионы, т.е. растворяется (анодное окисление). Менее активный металл выполняет
роль катода, на нём идёт процесс восстановления.
Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных
процессов, которые протекают при пропускании постоянного электрического
тока через раствор или расплав электролита. Под влиянием электрического тока
движение ионов становится направленным: отрицательные анионы перемещаются к положительно поляризованному аноду, а положительные катионы - к катоду, который соединён с отрицательным полюсом источника питания.
На катоде идёт процесс восстановления, а на аноде - окисления.
В первую очередь на катоде идёт процесс восстановления того окислителя,
величина которого имеет наибольшее значение электродного потенциала. Так,
при электролизе кислого водного раствора соли меди возможно восстановление
как иона меди: Cu2+ + 2e  Cu0,
65
о1 = +0,34 В, так и иона водорода: 2Н+ + 2е  Н2, о2 =
о1 > о2 , то на катоде будет выделяться, именно медь.
0 В, но т. к.
Т.е. в первую очередь на катоде идёт процесс восстановления ионов металлов, стоящих после водорода в ряду напряжений. Ионы металлов, стоящие в ряду напряжений между водородом и марганцем восстанавливаются одновременно
с молекулами Н2О: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН, о = -0,83 В. На катоде не восстанавливаются ионы металлов, стоящие в ряду напряжений от начала до алюминия,
вследствие низкого значения электродного потенциала. Вместо них восстанавливаются молекулы воды. В случае расплава электролита, идет процесс восстановления на катоде любого металла при соответствующем напряжении и условиях.
На аноде в первую очередь будет идти процесс окисления того восстановителя, величина потенциала которого имеет наименьшее значение. Так, при электролизе водного раствора сульфата меди с инертными электродами (угольными) на аноде возможно окисление как сульфат иона: 2SO2‫־‬4 = S2О2‫־‬8 + 2е, о1 =
+2,01 В, так и молекул воды: 2Н2О = О2+ 4Н+ + 4е, о2= +1,23 В. Но поскольку
о2 << о1, то будет осуществляться процесс окисления воды с выделением кислорода, а в растворе пойдет вторичный процесс – образование кислоты: 2Н+ +
SO2-4 = H2SO4.
Но если инертный анод заменить растворимым - медным, то становится
возможным протекание еще одного процесса – анодного процесса – растворения
меди: Cu = Cu2+ + 2e, о3 = +0,34 В. Величина потенциала этого процесса имеет
более низкое значение (о3 << о2, о3 << о1), поэтому на аноде будет происходить именно окисление меди.
Количественно процессы электролиза оцениваются законами Фарадея: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы
образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству
электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.
Закон выражается уравнением
I*t
Э*I*t
,
(6)
m  M*
, или m 
n*F
F
где m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;
М - мольная масса этого вещества;
n - число молей электронов, участвующих в процессе образования 1
моля вещества;
I - сила тока, А;
t - время электролиза, с;
F - постоянная Фарадея, (96500 Kл/моль);
Э - эквивалентная масса вещества;
M
(7)
Э .
n
Для вычисления объема выделяющегося газа (V) уравнение имеет вид:
V *I*t
,
(8)
V э
F
66
22,4
; Vэ - эквивалентный объем газа.
n
При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен
11,2 л/моль, а кислорода 5,6 л/моль.
Выходом по току называют ту долю от общего количества электричества (Q
= I*t), которая расходуется на данную электродную реакцию или отношение
массы выделившегося вещества mпракт к теоретически возможной mтеор по уравнению Фарадея
Q пр акт.
m пр акт.

* 100 % 
* 100 % .
(9)
Q теор ет.
m теор ет.
где Vэ =
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. СОСТАВЛЕНИЕ МЕДНО-ЦИНКОВОГО ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО
ЭЛЕМЕНТА.
Два стаканчика на 50 мл (рис. 1) заполнить на 2/3 растворами. Один – 0,5 М
раствором сульфата цинка, другой – 0,5 М раствором сульфата меди. Стаканчики
поместить на подставку 2. Соединить стаканчики электролитным мостиком 3,
предварительно заполненным насыщенным раствором хлорида калия. В раствор
сульфата цинка опустить цинковую пластинку, а в раствор сульфата меди - медную. Соединить электрическим проводом опущенные пластинки с рН-метром
(4), работающего в режиме милливольтметра и через 5 минут после замыкания
цепи измерить ЭДС гальванического элемента. Подсчитать теоретическую величину ЭДС элемента (величины стандартных потенциалов взять из справочника)
и сравнить с измеренным значением.
Разность между фактическим значением ЭДС элемента Е и теоретическим
Е' связана с поляризацией электродов, зависящей от материала электродов, состояния его поверхности, температуры, плотности тока и называется перенапряжением Е = Е - Е'.
Определить величину перенапряжения. Результаты опыта представить в
следующем виде:
Электрохимическая схема гальванической цепи .....
Уравнение процесса окисления на аноде............
Уравнение процесса восстановления на катоде......
Теоретическая величина ЭДС, мВ.......
ЭДС работающего элемента, мВ...
Величина перенапряжения, мВ.......
Суммарное уравнение реакции окисления-восстановления, протекающей
в гальваническом элементе .....
ОПЫТ 2. ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ.
Вам предлагается измерить электродный потенциал меди и цинка относительно стандартного хлорсеребряного электрода. Для этого в один стакан на
67
50 мл налить на 2/3 объема 0,5 М раствор СuSO4, и закрыть крышкой, закрепив в
ней медный электрод. В другой стакан налить 1 М раствор KCl и опустить в раствор хлорсеребряный электрод. В оба стакана опускается электролитический мостик, и электроды подсоединяются к прибору рН-метру. После установления
стационарного положения стрелки прибора записать значение ЭДС медносеребряного элемента в милливольтах.
Провести аналогичное измерение ЭДС в милливольтах работающего гальванического элемента, составленного из цинкового и хлорсеребряного электродов. Для этого на место медного полуэлемента поместить стаканчик с 0,5 М раствором ZnSO4 и опустить в него цинковый электрод. Записать показание ЭДС по
прибору в милливольтах. Потенциалы электродов можно вычислить из уравнения:
ЭДС = 0катод - 0анод
ЭДС = о(Cu2+/Cu) - о(AgCl/Ag)
ЭДС = о(AgCl/Ag) - о(Zn2+/Zn
Следовательно, стандартные потенциалы медного и цинкового электродов
равны:
о(Cu2+/Cu) = ЭДС+ о(AgCl/Ag);
о(Zn2+/Zn) = о(AgCl/Ag) – ЭДС
где о(AgCl/Ag) = +0,222 В – величина стандартного хлорсеребряного электрода. Полученные значения потенциалов медного и цинкового электродов
сравнить с табличными.
отабл.(Cu2+/Cu) = +0,34 В;
отабл.(Zn2+/Zn) = - 0,76 В.
ОПЫТ 3. ОБРАЗОВАНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ПАР ПРИ ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССАХ.
3.1. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в присутствии меди.
Внести в пробирку 10 капель 2 н серной кислоты и погрузить в неё кусочек
гранулированного цинка (без примесей). Наблюдается ли вытеснение водорода
из серной кислоты? Написать уравнение реакции.
Внести в этот же раствор медную проволоку, не дотрагиваясь до цинка.
Убедиться, что выделение водорода на меди не происходит. Коснуться медной
проволокой кусочка цинка в пробирке. На поверхности меди появятся пузырьки водорода. Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность
выделения водорода снова изменяется. Объяснить процессы, происходящие в
данной гальванической паре. Что при этом является катодом, что анодом? Привести схему гальванического элемента, указав направление перехода электронов;
уравнения процессов на катоде и аноде.
3.2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
68
На пластинку оцинкованного и луженого железа поместить по 1 капле 2 н
серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Красная кровяная
соль K3[Fe(CN)6] является чувствительным реактивом на ионы Fe2+, с которыми
дает синее окрашивание. Объяснить появление синего окрашивания в случае
луженого железа и отсутствие его в случае оцинкованного железа. Результаты
представить в виде таблицы:
Таблица 1.
Схема гальванического элемента
Уравнение процесса
окисления на аноде
Уравнение процесса
восстановления на
катоде
Какое покрытие более эффективно для
защиты от коррозии
Луженое железо
Оцинкованное железо
ОПЫТ 4. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА ИОДИДА КАЛИЯ С
ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.
В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор иодида калия и
добавить по 5-6 капель фенолфталеина. Опустить в электролизер графитовые
электроды, присоединённые к источнику постоянного тока. Включить выпрямитель в сеть. Через некоторое время отметить изменение цвета раствора в катодном и анодном пространстве электролизера. Объяснить появление малиновой
окраски в катодном пространстве и желтой окраски в анодном. Окисление или
восстановление йода произошло на аноде?
По окончании опыта отключить выпрямитель от сети, вынуть электроды и
тщательно промыть их и электролизер водой.
Составить уравнение катодного и анодного процессов.
ОПЫТ 5. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА НАТРИЯ С
ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.
В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор сульфата
натрия и добавить по 2-3 капли раствора лакмуса. Опустить графитовые электроды и включить выпрямитель. Через некоторое время после пропускания электрического тока отметить изменение окраски раствора в обоих коленах электролизера. Написать уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при
электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие вещества образуются на
катоде и на аноде? Объяснить изменение окраски лакмуса в катодном и анодном
пространствах.
ОПЫТ 6. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ С
ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.
69
Налить в электролизер до метки 0,5 н раствор сульфата меди, опустить графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через несколько минут отключить выпрямитель и отметить на катоде красный налёт меди. Написать уравнение катодного и анодного процессов.
ОПЫТ 7. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ С
РАСТВОРИМЫМ МЕДНЫМ АНОДОМ.
Поменять полюса на электродах. При этом медный катод становится анодом, а анод - катодом. Включить источник питания в сеть и пропустить электрический ток через электролит. Что происходит с медью на аноде? Что выделяется
на катоде? Написать уравнение электролизе сульфата меди с медным анодом?
Написать уравнение анодного процесса.
70
ЛИТЕРАТУРА
Использованная литература
1. Практикум по неорганической химии. Под ред. А.Ф. Воробьева и
С.И.Дракина. – М.: Химия, 1984. – 248 с.
2. Краткий справочник физико-химических величин. Изд. 8 переработанное. Под. ред. А.А.Равделя и А.М.Пономаревой. Л.: Химия, 1983 г. –
232 с.
3. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по
общей и неорганической химии: Химия, 1986.- с.107-110.
4. Платонов Ф.П.; Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии – М.:
Высш.шк., 1985. –252 с.
5. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по
химии. – М.: Высшая школа. 2001. – 255 с.
Рекомендуемая литература
1. Курс общей химии. /Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа. 1990.
–445 с.
2. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа. 2002. – 557 с.