Сборник лабораторных работ

Х 465

ХИМИЯ

Сборник лабораторных работ

Методическое пособие

НОВОСИБИРСК
2010

Министерство образования и науки Российской Федерации

 

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

__________________________________________________________________________

54                                                                                       № 3846

Х 465

 

 

ХИМИЯ

 

Сборник лабораторных работ

 

Методическое пособие для студентов, обучающихся
по техническим направлениям и специальностям
всех форм обучения

 

НОВОСИБИРСК
2010

УДК 54(076.5)

Х 465

 

 

Составители:  

А.И. Апарнев, Р.Е. Синчурина, С.Н. Овчинникова

 

Рецензент Т.П. Александрова

 

Работа подготовлена на кафедре химии

 

 

© Новосибирский государственный

технический университет, 2010

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

 

Введение............................................................................................................................... 4

Общие правила работы в химических лабораториях.............................. 7

Лабораторная работа № 1.............................................................................................. 8

Лабораторная работа № 2............................................................................................ 13

Лабораторная работа № 3............................................................................................ 19

Лабораторная работа № 4............................................................................................ 24

Лабораторная работа № 5............................................................................................ 33

Лабораторная работа № 6............................................................................................ 38

Лабораторная работа № 7............................................................................................ 46

Лабораторная работа № 8............................................................................................ 57

Лабораторная работа № 9............................................................................................ 64

Лабораторная работа № 10.......................................................................................... 74

Список литературы......................................................................................................... 81

Приложение....................................................................................................................... 82

 

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Оказание первой помощи в лаборатории

1. При ожоге кислотами необходимо промокнуть фильтровальной бумагой или полотенцем обожженное место и промыть 2 %-м раствором соды (NaHCO₃), затем перевязать бинтом.

2. При ожогах щелочью смыть обожженное место вначале теплой водой, затем 2 %-м раствором уксусной или борной кислоты, смазать борным вазелином или 5 %-м раствором перманганата калия и перевязать бинтом.

3. При термическом (тепловом) ожоге необходимо смочить обожженное место раствором перманганата калия или раствором соды и перевязать бинтом.

4. При ранении стеклом необходимо удалить кровь с пореза ватой, смоченной спиртом или раствором перманганата калия, смазать рану йодом и перевязать бинтом.

Оформление отчета лабораторной работы

Отчеты по лабораторной работе студент оформляет индивидуально на отдельных листах или в тетради (по указанию преподавателя).

Запись должна быть аккуратной, разборчивой и содержать следующие сведения:

– дату выполнения работы и ее название;

– цель работы;

– перечень необходимых реактивов, посуды, вспомогательных материалов, измерительных приборов (по указанию преподавателя);

– номер и название опыта;

– краткое, но ясное описание опыта (по указанию преподавателя);

– уравнения всех происходящих в опыте реакций (с коэффициентами);

– наблюдения;

– таблицу с экспериментальными данными (с указанием единиц измерения), рисунки, схемы и графики с обозначениями;

– формулы для расчетов в общем виде и расчеты параметров
(с указанием единиц измерения);

– выводы.

Работа заканчивается представлением преподавателю отчета лабораторной работы.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

Цель работы. Определение молярной массы эквивалентов металла по объему водорода, выделившегося при взаимодействии металла с кислотой.

Химический эквивалент Э – это реальная или условная частица вещества В, которая в данной обменной (кислотно-основной) реакции эквивалентна одному атому (иону) водорода или одному электрону е^– в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности f _экв – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества В эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Величина, обратная фактору эквивалентности – число эквивалентности z_экв – показывает, сколько химических эквивалентов содержит одна формульная единица вещества:

f_экв = .

Численное значение числа эквивалентности (z_экв) для веществ, участвующих в кислотно-основных реакциях, определяют по числу принятых или отданных (замещенных) протонов (ионов водорода Н⁺), а в окислительно-восстановительных реакциях – по числу принятых или отданных электронов е^–.

Например, при взаимодействии магния с разбавленной серной кис-лотой протекает реакция

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂ .

В данной реакции один моль магния замещает два иона водорода в кислоте. Поэтому f_экв(Mg) = ½, роль эквивалента магния будет выполнять частица, соответствующая ½ атома магния.

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов М_экв (г/моль):

М_экв(В) = f_экв·М(В) = .

В рассмотренной реакции M_экв(Мg) и М_экв(Н₂SO₄) будут иметь следующие значения:

M_экв(Мg) = ½ М(Mg) = ½ · 24, 3 = 12, 15 г/моль,

М_экв(Н₂SO₄) = ½ М(H₂SO₄) = ½ · 98 г/моль = 49 г/моль.

Например, при взаимодействии фосфорной кислоты Н₃РО₄ и гидроксида калия КОН в зависимости от их соотношения реакция может протекать с образованием различных продуктов:

а) Н₃РО₄ + КOH = КH₂PO₄ + H₂O

При соотношении кислоты и основания 1: 1 фактор эквивалентности фосфорной кислоты f_экв равен 1, так как только один ион водорода Н⁺ в кислоте замещается на ион металла, т.е. кислота ведет себя как одноосновная. Роль химического эквивалента будет выполнять реальная частица – молекула фосфорной кислоты.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв · М(Н₃РО₄) = 98 г/моль;

б) Н₃РО₄  + 2 КОН = К₂НРО₄ + 2 Н₂О

При соотношении кислоты и основания 1: 2 фактор эквивалентности фосфорной кислоты равен ½ , поскольку в данной реакции кислота ведет себя как двухосновная, а эквивалентом кислоты в данной реакции будет условная частица – ½ молекулы кислоты Н₃РО₄.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв·М(Н₃РО₄) = ½ · 98 = 49 г/моль;

в) Н₃РО₄  + 3 КОН = К₃РО₄ + 3 Н₂О.

При соотношении кислоты и основания 1: 3 фактор эквивалентности фосфорной кислоты равен ¹/₃, поскольку в данной реакции кислота ведет себя как трехосновная, а эквивалентом кислоты в данной реакции будет условная частица – ¹/₃ молекулы кислоты Н₃РО₄.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв·М(Н₃РО₄) = ¹/₃ · 98 = 32, 67 г/моль.

Фактор эквивалентности гидроксида калия во всех реакциях равен единице, так как только одна гидроксильная группа ОН^– в этом основании может замещаться на кислотный остаток, а роль эквивалента будет выполнять реальная частица – молекула КОН.

Фактор эквивалентности гидроксида калия: f_экв(КОН) =1.

Молярная масса эквивалентов гидроксида калия:

М_экв(КОН)= f_экв·М(КОН) = 1 · 56 = 56 г/моль.

Зная массу вещества и молярную массу эквивалентов этого вещества, можно определить количество вещества эквивалентов (число моль эквивалентов данного вещества):

.

Для веществ, находящихся в газообразном состоянии, можно определить эквивалентный объем V_экв (В).

Эквивалентный объем газа (В) равен произведению фактора эквивалентности на молярный объем (V_m)

V_экв(В) = f_экв(В)V _m .

Эквивалентный объем зависит от свойств и состава газа, участвующего в реакции, и измеряется в л/моль, например, для газообразных водорода и кислорода:

V_экв(Н₂) = ½ ·22, 4 л/моль = 11, 2 л/моль,

V_экв(О₂) = ¹/₄·22, 4 л/моль = 5, 6 л/моль.

Для выполнения расчетов, связанных с взаимодействием различных веществ, используют закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных соотношениях:

n_экв(А) = n_экв(В),

  или ,

где m(A) и m(B) – массы реагирующих веществ.

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то его количество выражают в объемных единицах, тогда согласно закону эквивалентов:

или .

Экспериментальная часть

Для измерения объема водорода, выделившегося в результате взаимодействия металла с серной кислотой, используют эвдиометр (рис. 1). Прибор состоит из двух бюреток, соединенных между собой резиновым шлангом. Бюретка закрыта пробкой с газоотводной трубкой, соединяющая ее с пробиркой, в которой будет проводиться химическая реакция.

 

Рис. 1. Эвдиометр:

1 – бюретка 1; 2 – бюретка 2; 3 – пробирка;
4 – штатив; 5 – резиновый шланг

 

Выполнение опыта

1. Налейте в пробирку с помощью мерного цилиндра 4–5 мл серной кислоты H₂SO₄.

2. Получите у преподавателя навеску металла (завернутую в фильтровальную бумагу).

3. Поддерживая пробирку в наклонном положении, не разворачивая навеску из фильтровальной бумаги, поместите ее на стенку у отверстия пробирки.

4. Осторожно, но плотно закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и укрепите пробирку в лапке штатива.

5. Проверьте прибор на герметичность. Для этого переместите бюретку 2 вместе с лапкой штатива на 5–10 см выше, чем уровень воды в бюретке 1.

6. Если по истечении 30 секунд уровень воды в бюретках остается постоянным, прибор герметичен.  

7. Верните бюретку 2 в положение так, чтобы уровень воды в бюретках 1 и 2 был одинаков.

8. Отметьте уровень в бюретке 1 по нижнему мениску воды. При этом положение мениска жидкости и глаз над поверхностью стола должны совпадать.

9. Запишите уровень воды в бюретке 1 (V, мл).

10. Осторожно выньте из лапки штатива пробирку и стряхните металл в кислоту, затем закрепите пробирку в штативе, дайте ей охладиться.

11. Приведите воду в бюретках к одинаковому уровню, опустив бюретку 2 вниз.

12. Запишите новое значение уровня воды в бюретке 1.  

В отчете приведите экспериментальные и расчетные данные:

1) масса навески металла, m (г);

2) уровень воды в бюретке до опыта, V₁ (мл);

3) уровень воды в бюретке после опыта, V₂ (мл);

4) объем выделившегося водорода, = V₂ – V₁, (мл);

5) температура, К;

6) атмосферное давление, р_атм (мм рт.ст.);

7) давление насыщенного водяного пара, (мм рт.ст.);

8) парциальное давление водорода в смеси, = р_атм – ;

9) объем выделившегося водорода при нормальных условиях (Т₀=273 К, р₀=760 мм рт.ст.)

, мл;

10) Экспериментальное значение молярной массы эквивалентов металла по закону эквивалентов:

, отсюда

, г/моль,

учитывая, что  11, 2 л/моль.

11) Теоретическое значение молярной массы эквивалентов ме-талла:

, г/моль.

12) Укажите, какой металл взаимодействовал с кислотой.

13) Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой. Укажите признак реакции.

14) Сделайте вывод, основываясь на законе эквивалентов.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ

Цель работы. Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ; освоение методики составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций методом электронного баланса.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Численно эта характеристика может иметь положительное, отрицательное, нулевое, а также целое или дробное значение.

Основные положения теории ОВР состоят в следующем.

1. Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещество (ион, атом, молекула), отдающее электроны, называется восстановителем. В процессе реакции восстановитель окисляется, а значение его с.о. повышается.

2. Восстановление – это процесс присоединения электронов. Вещество (ион, атом, молекула), принимающее электроны, называется окислителем. В процессе ОВР окислитель восстанавливается, а значение его с.о. понижается.

3. В замкнутой системе число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Уравнения, отражающие процессы окисления и восстановления с указанием соответствующего числа отданных и принятых электронов, называются электронными уравнениями.

4. Восстановление и окисление – два неразрывно связанных процесса: не существуют один без другого.

Типичные восстановители: почти все металлы; некоторые неметаллы (Н₂, С, Р, Si); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления ( , , , , ,  и др.); катионы, с.о. которых может возрастать (Sn⁺², Fe⁺², Cu⁺¹,
Mn⁺², Cr⁺³ и др.).

Типичные окислители: O₂; O₃; галогены (F₂, Cl_2, Br₂, I₂); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления ( , , , , _(конц),  и др.); катионы, с.о. которых может понижаться (Au⁺³, Fe⁺³, Hg⁺² и др.).

Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем ( ,  и их соли, ,  и др.).

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Данный метод основан на том, что число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, должно быть одинаковым.

Рассмотрим реакцию, протекающую по схеме

.

Рекомендуется следующая последовательность действий.

1. Вначале в заданной схеме реакции определяют элементы, которые изменили значение с.о.:

2. Далее составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления, и методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители для процессов окисления и восстановления:

 

	6	3 1	окисление
			восстановление

 

При составлении электронных уравнений необходимо вести расчет на количество атомов элемента окислителя или восстановителя, содержащихся в одной молекуле (формульной единице) вещества.

В данном случае для K₂Cr₂O₇ расчет производится на 2Cr⁺³.

3. Затем определяют, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем:

NaNO₂ является восстановителем за счет атома азота, с.о. которого повышается с +3 до +5, а K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет атома хрома, понижающего с.о. с +6 до +3.

4. Найденные множители проставляют перед формулами веществ, участвующих в процессах окисления и восстановления, учитывая стехиометрические индексы при молекулах восстановителей и окисли-телей.

5. Остальные коэффициенты подбирают в следующем порядке:

– перед соединениями, содержащими атомы металлов, которые не изменили с.о.;

– перед формулой вещества, создающего кислую или щелочную среду в растворе.

6. В последнюю очередь уравнивают число атомов водорода и кислорода: вначале водорода по воде, а затем проверяют числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

 

Различают следующие типы ОВР.

1. Межмолекулярные ОВР – это реакции, в которых элементы, изменяющие с.о., находятся в составе разных веществ.

.

2. Внутримолекулярные ОВР – это реакции, в которых атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества.

.

3. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется, и восстанавливается.

.

Частный случай таких реакций – реакции конмутации. Это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления, продуктом реакции является вещество с промежуточной с.о. данного элемента.

.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окислительные свойства
перманганата калия KMnO₄ в различных средах

а) Среда кислая

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H₂SO₄, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки.

Укажите изменение окраски раствора. Определите степени окисления всех элементов. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → K₂SO₄ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.

б) Среда нейтральная

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, и добавьте с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки.

Отметьте происходящие изменения в растворе, укажите окраску образовавшегося осадка. Определите степень окисления марганца в оксиде марганца(IV)? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂O + Na₂SO₃ → MnO₂ + Na₂SO₄ + КОН.

Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя.

в) Среда щелочная

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора гидроксида натрия NaOH, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь.

Укажите изменение окраски растворов. Определите степень окисления марганца в манганатах калия K₂MnO₄ и натрия Na₂MnO₄. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного ба-ланса:

KMnO₄ + NaOH + Na₂SO₃ → K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя.

В выводе укажите, при какой реакции среды глубина восстановления (окислительная способность) перманганата калия больше и почему. К какому типу принадлежат эти окислительно-восстановительные реакции.

Опыт 2. Окислительно-восстановительные свойства
пероксида водорода Н₂О₂

а) Внесите в пробирку 4-5 капель 0, 1 М раствора йодида калия KI, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислотой H₂SO₄ (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н₂О₂. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора.

Докажите образование свободного йода I₂, добавив в пробирку
1-2 капли крахмального клейстера – йод образует с крахмалом продукт темно-синего цвета.

Определите степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:

KI + H₂SO₄ + H₂O₂ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.

б) Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H₂SO₄ (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н₂О₂. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора, и обратите внимание на выделение пузырьков газа.

Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ → O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Чем является пероксид водорода в этой реакции?

Сделайте вывод, почему Н₂О₂ проявляет окислительно-восстано-вительную двойственность? В каких случаях Н₂О₂ является окислителем, а в каких – восстановителем?

Опыт 3. Термическое разложение бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇

(Опыт проводится демонстрационно для всей лаборатории.)

Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки на керамическую плитку или в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени горелки стеклянную палочку и внесите ее в середину подготовленной горки. Палочку необходимо подержать несколько секунд для начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления.

Составьте уравнение электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты в реакции, протекающей по схеме:

(NH₄)₂Cr₂O₇ ® Cr₂O₃ + N₂ + H₂O.

К какому типу принадлежит данная окислительно-восстановитель-ная реакция.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

Экспериментальная часть

Опыт. Определение теплоты нейтрализации
сильной кислоты сильным основанием
и расчет энергии Гиббса реакции

Тепловые эффекты (энтальпии) различных процессов эксперимен-тально определяют с помощью прибора, называемого калориметром (рис. 2). Простейшая калориметрическая установка состоит из двух стаканов разного размера. В наружный стакан 1 большего объема вставляется внутренний стакан 2 меньшего размера. Внутренний стакан является реакционным сосудом, в котором осуществляется химическая реакция или другой процесс, сопровождающийся выделением или поглощением теплоты. Во избежание потерь теплоты через стенки калориметрического стакана между сосудами располагают пробковые прокладки 3. Калориметрический стакан закрывают крышкой 4 с отверстиями для термометра 5 (цена деления 0, 1º С) и воронки 6. Процесс проводят при перемешивании 7, способствующем выравниванию температуры во всех частях реакционной системы, на магнитной мешалке.

 

Рис. 2. Схема калориметрической установки:

1 – внутренний стакан; 2 – внешний стакан; 3 – термоизолирующая прокладка; 4 – крышка; 5 – термометр; 6 – воронка; 7 – магнитик для перемешивания;
        8 – штатив; 9 – магнитная мешалка

 

 

Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, вычисляют по формуле

Q = å С(Т₂ – Т₁),

где Т₂ и Т₁ – конечная и начальная температуры жидкости в калориметрическом стакане, К; å С – теплоемкость системы, Дж/К.

Суммарная теплоемкость системы складывается из теплоемкостей калориметрического стакана и находящейся в нем жидкости:

å С = С₁m₁ + С₂m₂,

где m₁ и m₂ – массы калориметрического стакана и жидкости в стакане, г; С₁ и С₂ – удельные теплоемкости стекла и жидкости, .

Сущность реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием заключается в образовании воды, например:

HCl_(p) + NaOH_(p) → NaCl_(p) + H₂O_(ж) .

Согласно теории электролитической диссоциации реакции нейтрализации отвечает термохимическое уравнение:

;  = – 55, 8 кДж/моль.

Выполнение опыта

1. С помощью мерного цилиндра отмерьте заданный объем V₁ (по указанию преподавателя) 1 М раствора гидроксида натрия NaOH.

2. Установите на магнитной мешалке калориметрический стакан, в который поместите магнитик для перемешивания и через воронку налейте отмеренный объем раствора щелочи.

3. Включите перемешивающее устройство и установите равномерный режим перемешивания раствора.

4. Закройте крышкой калориметрический стакан и через отверстие (осторожно) в раствор щелочи погрузите термометр, закрепленный в лапке штатива.

5. Отметьте по термометру начальную температуру Т₁ раствора с точностью до 0, 1 °С.

6. Налейте в мерный цилиндр такой же объем V₂ 1 М раствора соляной кислоты HCl и при работающей мешалке через воронку влейте раствор кислоты в калориметрический стакан. Отметьте самую максимальную температуру Т₂, наблюдаемую после сливания растворов.

7. По окончании эксперимента отключите мешалку, разберите установку.

В отчете:

1) запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с гидроксидом натрия в молекулярной и ионно-молекулярной формах, термохимическое уравнение реакции нейтрализации;

2) результаты измерений занесите в табл. 1.

Таблица 1

Масса калориметрического стакана, m1, г	Суммарный объем жидкости в стакане, V, мл	Температура
		Т1	Т2

 

3) По полученным данным рассчитайте следующие величины:

– разницу температур: DТ = Т₂ – Т₁;

– массу жидкости (m₂, г) в калориметрическом стакане:

m₂ = ρ (V₁ + V₂)

при расчете считать плотность (ρ ) жидкости равной 1 г/мл;

– суммарную теплоемкость калориметрической системы å С, Дж/К. При расчете использовать значения удельной теплоемкости: стекла
С₁ = 0, 753 , раствора С₂ = 4, 184 ;

– количество теплоты Q, выделившейся при реакции нейтрализации;

– количество вещества (число молей) образовавшейся воды , равное количеству вещества вступившей в реакцию нейтрализации кислоты n_к (или щелочи) при известных молярной концентрации c (моль/л) и объеме раствора V (л):

= n_к = c_к× V_к;

– энтальпию реакции нейтрализации (кДж/моль Н₂О):

и сравните с истинным значением ;

– изменение энтропии реакции , используя для расчета табличные значения стандартных энтропий:

, ,

;

– энергию Гиббса реакции нейтрализации

, кДж/моль.

Сделайте вывод о направлении протекания, характере изменения энтальпии и энтропии реакции нейтрализации.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

 

Цель работы. Изучение влияния различных факторов на скорость химической реакции, а также изучение влияния температуры и концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, степени измельчения веществ, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для гомогенной реакции, в которой реагенты и продукты находятся в одной фазе (жидкой или газовой),

2 NO_(г) + O_2(г) → 2 NO_2(г) ,

закон действующих масс может быть записан в виде кинетического выражения скорости реакции:

v = k× с²(NO)× с(О₂),

где v – скорость химической реакции; k – константа скорости; с(NO), с(О₂) – молярная концентрация реагирующих веществ, моль/л.

Реакция в гетерогенной системе осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела фаз. Площадь поверхности соприкосновения фаз (реагирующих веществ) определяется степенью измельчения твердых реагентов. Так, для реакции

С_(к) + О_2(г) → СО_2(г)

закон действующих масс имеет вид

v = k× с(О₂)× s,

где k – константа скорости; с(О₂) – молярная концентрация кислорода, моль/л; s – площадь поверхности раздела между фазами.

Концентрации веществ в твердом состоянии постоянны, поэтому в кинетическое уравнение гетерогенных реакций они не входят. В этом случае выражение скорости для прямой реакции будет иметь вид

v = k× с(О₂).

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа

,

где  и – скорости реакций при T₂ и T₁; g – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 °C.

Шведский ученый С. Аррениус на основании экспериментальных данных показал, что скорость и константа скорости возрастают с повышением температуры. Данная зависимость выражается уравнением Аррениуса:   

,

где k – константа скорости реакции, k₀ – предэкспоненциальный
множитель, Т – температура (К), R – молярная газовая постоянная (8, 314 Дж·моль^–1·К^–1), Е_а – энергия активации (кДж·моль^–1).

Энергия активации – это минимальная энергия, которой должны обладать реагирующие молекулы, чтобы их столкновение приводило к химическому взаимодействию.

Уравнение Аррениуса позволяет проводить расчеты изменения скорости реакции при различных температурах:

.

Одним из способов ускорения реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ – катализаторов, увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т. е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активированного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ.

В отличие от необратимых (односторонних) реакций кинетически обратимые реакции характеризуются состоянием химического равновесия.

Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции . Равенство =  является кинетическим условием химического равновесия, которое характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы = 0.

Количественно химическое равновесие характеризуется равновесным составом реакционной смеси, равновесной степенью превращения, равновесным выходом продуктов и константой химического равновесия. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, называется константой равновесия K_с. Для обратимой гомогенной реакции

2 Н_2(г) + О_2(г) « 2 Н₂О _(г)

константа равновесия имеет вид

.

Для гомогенных химических равновесий, устанавливающихся в идеальных жидких системах, константу равновесия можно выразить через равновесные молярные концентрации (K_с), а для газообразных систем ­также через равновесные парциальные давления (K_р). Например, для гомогенной реакции

СН_4(г) + СО_2(г) « 2 СО _(г) + 2 Н_2(г)

 или .

В выражение констант равновесия гетерогенных обратимых реакций не входят равновесные молярные концентрации чистых твердых и жидких веществ. Например, для обратимой гетерогенной реакции

2 N₂O_(г) + S_(т) « 2 N_2(г) + SO_2(г)

константа равновесия K_с будет иметь вид:

.

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе.

В общем случае направление смещения равновесия обратимых реакций определяется принципом Ле Шателье–Брауна: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий (с, р, Т), то равновесие смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект (влияние) внешнего воздействия.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции
от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ в данном опыте изучают на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ с серной кислотой H₂SO₄:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S¯ + SO₂­+ Na₂SO₄ + H₂O.

Качественным признаком реакции является помутнение раствора вследствие образования коллоидной серы.

Скорость реакции измеряется временем от начала сливания растворов до появления во всех опытах одинаковой степени мутности раствора.

Выполнение опыта

В три пробирки налейте 1 н. раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и воду в количествах, указанных в табл. 2.

Таблица 2

Номер пробирки	Объем, количество капель			Условная концент-рация Na2S2O3	Время до начала помутнения, (t), с	Условная скорость реакции, , с–1
	Na2S2O3	H2O	Н2SO4
1	4	8	1	1
2	8	4	1	2
3	12	–	1	3

 

Содержимое пробирок 1 и 2 осторожно встряхните (перемешайте).

К раствору тиосульфата натрия в первой пробирке добавьте каплю 2 н. раствора серной кислоты (необходимо стараться, чтобы капля кислоты сразу попала в раствор, а не на стенку пробирки), и сразу включите секундомер. Как только в растворе появится муть, остановите секундомер, замерьте время и запишите его в табл. 2.

Аналогичные опыты повторите с пробирками 2 и 3. Занесите полученные данные в табл. 2. Рассчитайте условную скорость реакции.

На основании полученных значений постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na₂S₂O₃: по оси абсцисс отложите условную концентрацию Na₂S₂O₃, по оси ординат – условную скорость реакции. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия в растворе.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Влияние температуры на скорость химической реакции в данном опыте изучается на примере реакции, описанной в опыте 1.

Опыт проводят при следующих температурах: Т₁ – комнатная температура, Т₂ – на 10 °С выше комнатной температуры, Т₃ – на 20 °С выше комнатной температуры.

Экспериментальные данные опыта 1 для пробирки 1 перенесите в табл. 3. Укажите значение комнатной температуры (Т₁), при которой проводился опыт 1.

Выполнение опыта

Заполните по две пробирки 1 и 2 в соответствии с данными табл. 3.

Таблица 3

Номер опыта	Объем, количество капель			Т, °С	Время до начала помутнения t, с	Условная скорость реакции, , с–1
	Пробирка 1	Пробирка 2
	Na2S2O3	H2O	Н2SO4
1	4	8	1
2	4	8	1
3	4	8	1

 

Приготовьте стакан с водой, температура которой на 10 °С выше комнатной температуры. В данный стакан поместите пробирки 1 и 2 и выдержите их в течение 3–5 минут. Быстро выньте пробирки, слейте их содержимое (раствор из пробирки 2 необходимо приливать к раствору тиосульфата в пробирке 1) и отметьте время до начала помут-нения.

Аналогично повторите опыт при температуре на 20 ° выше комнатной.

Данные (температуру Т₂ и Т₃, время до помутнения в опытах 2 и 3) занесите в таблицу (результаты опытов 2 и 3).

Пользуясь правилом Вант–Гоффа и значениями условной скорости реакции при разных температурах, рассчитайте значения температурного коэффициента g₁, g₂, g _сред по формулам:

,     ,     .

Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат величины .

Рассчитайте энергию активации данной реакции при температурах Т₁ и Т₂ по уравнению Аррениуса:

.

Сделайте выводы о выполнении правила Вант–Гоффа и о зависимости скорости химической реакции от температуры.

Опыт 3. Влияние поверхности раздела
реагирующих веществ на скорость реакции
в гетерогенной системе

Приготовьте два образца, приблизительно равные по массе: кусочек мела (мрамора) СаСО₃ с площадью поверхности s₁ и порошок мела (мрамора) с площадью поверхности фазы s₂.

В две пробирки внесите по 15-20 капель (~ 1 мл) концентрированного раствора соляной кислоты HСl. В одну пробирку внесите кусочек мела (мрамора), а в другую – порошок мела (мрамора).

В какой из пробирок реакция протекает быстрее и почему?

Напишите уравнение реакции взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном видах.

Запишите кинетическое уравнение скорости гетерогенной реакции.

Сделайте вывод о влиянии площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химической гетерогенной реакции.

Опыт 4. Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, обычно катализатор является твердым веществом, а реагенты – газами или жидкостями. Химическое взаимодействие непосредственно протекает на поверхности катализатора. Поэтому активность катализатора зависит от свойств его поверхности: ее величины, химического состава, структуры.

В данном опыте изучается скорость реакции разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии катализатора МnО₂.

Выполнение опыта

Налейте в пробирку 1–2 мл 10%-го раствора пероксида водорода Н₂О₂. С помощью тлеющей лучинки убедитесь в отсутствии свободного газообразного кислорода.

Затем внесите в раствор на кончике микрошпателя МnО₂ и наблюдайте выделение газообразного кислорода. Убедитесь в наличии кислорода по загоранию тлеющей лучинки, внесенной в верхнюю часть пробирки.

Напишите уравнение реакции разложения пероксида водорода в присутствии катализатора и запишите кинетическое уравнение для скорости каталитической реакции.

Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость реакции разложения пероксида водорода. В выводе приведите определение гетерогенного катализа, катализатора. Как изменяется энергия активации каталитических реакций?

Опыт 5. Химическое равновесие

а) Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия хлорида железа(III) FeCl₃ с роданидом аммония NH₄SCN:

FeCl₃ + 3NH₄SCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3NH₄Cl.

Образующийся в результате реакции роданид железа Fe(SCN)₃ придает раствору кроваво-красную окраску, интенсивность которой зависит от концентрации Fe(SCN)₃ в растворе. Это позволяет наблюдать за направлением (сдвигом) смещения равновесия при изменении концентрации веществ, участвующих в реакции.

Выполнение опыта

В химический стаканчик внесите по 2 капли 0, 005 М раствора FeCl₃ и 0, 01 М раствора NН₄SCN и добавьте с помощью мерного цилиндра 10–15 мл дистиллированной воды до образования прозрачного раствора красного цвета. Полученный раствор разделите на четыре пробирки. Поставьте все пробирки в штатив.

В одну из пробирок добавьте 1–2 капли раствора FеCl₃, в другую – 2–3 капли раствора NН₄SCN, в третью – на кончике микрошпателя кристаллической соли хлорида аммония NН₄Cl, четвертую пробирку оставьте для сравнения (эталон).

Содержимое пробирок тщательно размешайте интенсивным встряхиванием или с помощью стеклянной палочки. Отметьте изменение интенсивности окраски растворов в каждой из пробирок в сравнении с эталоном.

Исходные данные, наблюдения и выводы занесите в табл. 4

Таблица 4

Исходные данные		Наблюдения	Выводы
Номер про-бирки	Добавляемое вещество	Изменение (ослабление, усиление ) интенсивности окраски раствора по отношению к эталону	Изменение (увеличение ↑, уменьшение ↓ ) равновесной концентрации				Направление смещения (вправо →, влево ← ) равновесия в системе
			FeCl3	NH4SCN	Fe(SCN)3	NH4Cl
1	Эталон	Кроваво-красная
2	FeCl3
3	NH4SCN
4	NH4Cl

В отчете запишите:

– уравнение реакции взаимодействия между FeCl₃ и NН₄SCN в молекулярной и ионно-молекулярной форме;

– кинетическое уравнение для скорости прямой и обратной реакции;

– условие химического равновесия и выражение константы K_с равновесия данной реакции.

Сделайте обобщенный вывод о влиянии концентраций исходных веществ и продуктов реакции на положение равновесия (как согласуются полученные данные с принципом Ле Шателье? ).

б) Влияние температуры на химическое равновесие

Наблюдать за смещением равновесия при изменении температуры можно в системе

, .

Протекание прямого и обратного процессов в данной системе связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы ОН^–, и среда становится щелочной. О направлении смещения равновесия судят по изменению цвета растворов в присутствии индикатора фенолфталеина.

Выполнение опыта

В пробирку налейте 2-3 мл дистиллированной воды, добавьте 1–2 капли концентрированного раствора аммиака NH₄ОН и 1-2 капли индикатора фенолфталеина. Отметьте окраску раствора. Полученный раствор нагрейте до кипения, а затем охладите холодной водой (под краном) или в стакане со снегом. Как изменилась окраска раствора при нагревании и после охлаждения? Дайте объяснения, записав уравнение обратимой реакции.

Сделайте вывод о направлении смещения положения равновесия реакции диссоциации аммиака при нагревании и охлаждении. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

 

Цель работы. Освоение навыков приготовления растворов различной концентрации из сухой соли или более концентрированного раствора и методики их количественного анализа.

 

Растворы – однородные смеси переменного состава двух или большего числа веществ (компонентов), одним из которых является растворитель. Сумма масс всех компонентов раствора составляет его массу:

m_р-ра = m_{растворенных веществ} + m_{растворителя} .

Массу раствора легко можно найти экспериментальным путем, зная его объем и плотность:

m_р-ра = Vr.

Основной количественной характеристикой растворов является концентрация, которая отражает содержание растворенных веществ в единице массы, единице объема раствора или растворителя.

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора (в % – число граммов растворенного вещества в 100 г раствора):

Молярная концентрация (с_в) – число молей растворенного вещества в 1 л раствора:

 краткое обозначение – М.

Молярная концентрация эквивалентов (с_экв) – число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора:

краткое обозначение – н.

Титр (Т_в) – число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора

Метод определения концентрации растворов

Денсиметрия – метод количественного анализа, основанный на измерении плотности исследуемого раствора и сравнении полученной величины с табличными данными. Между плотностью раствора и концентрацией растворенного вещества существует непосредственная зависимость. Для наиболее часто применяемых кислот, растворимых оснований и солей эта зависимость установлена и приводится в справочниках в виде таблиц. Для приближенного определения плотности раствора применяют ареометр – прибор, принцип действия которого основан на законе Архимеда.

Ареометр - это стеклянный поплавок, имеющий вверху шкалу, градуированную в единицах плотности. Исследуемый раствор наливают в стеклянный цилиндр и подбирают такой ареометр, который свободно плавает в растворе, не касаясь стенок и дна сосуда. Плотность определяют по делению шкалы ареометра, до которого он погружается в раствор и, сравнивая полученное значение с табличными данными, находят концентрацию раствора (см. рисунок).

Если в таблице нет значения плотности, точно соответствующего показанию ареометра, концентрацию находят интерполяцией. Например, измеренная плотность раствора карбоната натрия равна 1, 070 г/мл.

В таблице имеются следующие значения:

 

Концентрация, % (масс.)	r, г/мл
8	1, 0816
6	1, 0606
Разность	0, 0210

Полученное значение 1, 070 г/мл отличается от плотности 6 %-го раствора на 1, 070 - 1, 0606 = 0, 0094 г/мл. Составляем пропорцию:

                0, 0210 г/мл ¾ ¾ 2 %

                0, 0094 г/мл ¾ ¾ х                х = 0, 90 %.

Таким образом, концентрация раствора карбоната натрия с плотностью 1, 070 г/мл равна 6 + 0, 90 = 6, 90 %.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Приготовление водного раствора соли
с заданной массовой долей растворенного вещества (%)
и определение его концентрации методом денсиметрии

Получите у преподавателя задание: приготовить раствор соли c заданной массовой долей растворенного вещества (%) заданного объема (табл. 5).

Таблица 5

Номер варианта	Вещество	ω, %	V, мл	ρ, г/см3
1	NH4Cl	4	80	1, 011
2	NaСl	4	90	1, 027
3	Na2SO4	2	120	1, 016
4	(NH4)2SO4	2	120	1, 010
5	NH4Cl	6	80	1, 017
6	Na2CO3	4	90	1, 039
7	(NH4)2SO4	4	80	1, 022
8	Na2SO4	4	80	1, 035

Выполнение опыта

1. Рассчитайте массу соли m_в-ва, массу воды и объем воды V ( =
= 1 г/мл), необходимые для приготовления раствора.

2. Взвесьте на технических весах на листе бумаги рассчитанную навеску соли и перенесите в химический стакан емкостью 150 мл.

3. Мерным цилиндром отмерьте рассчитанный объем дистиллированной воды и прилейте в стакан с солью.

4. Полностью растворите соль в отмеренном количестве воды, помешивая раствор стеклянной палочкой.

5. Перелейте приготовленный раствор в мерный цилиндр.

6. В присутствии преподавателя с помощью ареометра определите плотность полученного раствора (ρ _эксп.).

В отчете приведите расчеты массы соли m_в-ва, массы воды и объем воды и рассчитайте:

– массовую долю полученного раствора (ω _эксп.);

– молярную концентрацию (с_в);

– молярную концентрацию эквивалентов (с_экв);

– титр (Т_в) приготовленного раствора.

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации смешиванием растворов более высокой и более низкой
концентрации

Получите у преподавателя задание: приготовить заданный объем раствора хлорида натрия заданной концентрации, имея в своем распоряжении 5 %-й и 20 %-й растворы NaСl.

Выпишите из таблицы приложения плотности приготовляемого и исходных растворов NaCl.

Вычислите массу раствора m_р-ра(х) с заданной массовой долей и объемом

m_р-ра(х) = Vr.

Рассчитайте необходимые объемы исходных 5 %-го и 20 %-го раствора.

Для расчета можно использовать правило смешения, известное под названием правило креста.

Концентрации исходных растворов записываем в первом столбце, во втором столбце записываем заданную концентрацию. Разность между исходными концентрациями и заданной записываем в третьем столбце в направлении пересекающихся диагоналей.

Полученные цифры а и в указывают, в каком соотношении по массе должны быть смешаны растворы.

Массу приготовляемого раствора рассчитываем по формуле

х – заданная массовая доля.

Она должна быть распределена между исходными растворами пропорционально найденным частям. Всего частей: а + в.

Масса 20 %-го раствора NaCl, необходимая для приготовления заданного раствора, равна:

,

а объем его

.

Аналогично рассчитывается масса и объем 5 %-го раствора NaCl:

,

.

Отмерьте вычисленные объемы исходных растворов мерным цилиндром, слейте их в колбу или стакан подходящего объема, тщательно перемешайте полученный раствор. Отлейте часть раствора в цилиндр, измерьте ареометром плотность приготовленного раствора.

По таблице приложения найдите концентрацию раствора (в %). Определите относительную погрешность величины концентрации приготовленного раствора:

В отчете приведите расчеты массы заданного раствора, массы и объема 5 %-го и 20 %-го раствора и рассчитайте:

– молярную концентрацию (с_в),

– молярную концентрацию эквивалентов (с_экв),

– титр (Т_в) приготовленного раствора.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ГИДРОЛИЗ.
УСЛОВИЯ ВЫПАДЕНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ

 

Цель работы. Ознакомление с процессами, протекающими в водных растворах электролитов – диссоциация и гидролиз, сравнение свойств растворов сильных и слабых электролитов, гомогенных и гетерогенных равновесий в растворах электролитов.

Жидкие растворы подразделяются на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. Процесс распада веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя (например, воды) называется электролитической диссоциацией. Следствием электролитической диссоциации является электролитическая проводимость растворов электролитов (кислот, оснований, солей).

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый. В растворах электролитов имеет место равновесие между ионами и молекулами. Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации a – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N_i), к общему числу растворенных молекул (N_общ) электролита:

a = N_i /N_общ.

Степень диссоциации электролита определяется экспериментально и выражается в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. К сильным электролитам относятся такие, которые в 0, 1 М растворе имеют a > 30 %. Сильными электролитами являются:

– почти все растворимые соли (кроме HgCl₂, CdCl₂, Fe(SCN)₃, Pb(CH₃COO)₂ и некоторых других);

– многие минеральные кислоты, например, HNO₃, HCl, HI, HBr, H₂SO₄, HClO₄ и др.;

– основания щелочных и щелочно-земельных металлов, например, KOH, NaOH, Са(ОН)₂, Ba(OH)₂, La(OH)₃ и др.

У средних электролитов a = 3…30 % в 0, 1 M растворах; к ним относятся, например, H₃PO₄, H₂SO₃, HF, Mg(OH)₂.

Для слабых электролитов в 0, 1 М растворах a < 3 %; слабыми электролитами являются H₂S, H₂CO₃, HNO₂, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, HClO и другие, а также большинство оснований многовалентных металлов, NH₄OH и вода.

Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например:

Н₂СО₃ Û Н⁺  +                 (I ступень)

 Û Н⁺ +                     (II ступень)

Al(OH)₃ Û [Al(OH)₂]⁺ + OH^–     (I ступень)

[Al(OH)₂]⁺ Û [Al(OH)]²⁺ + OH^– (II ступень)

[Al(OH)]²⁺Û Al³⁺ + OH^–             (III ступень)

Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования кислых и основных солей.

Об относительной силе электролитов можно судить по электрической проводимости их растворов. Электрическая проводимость тем выше, чем больше ионов в растворе. При разбавлении растворов степень диссоциации электролита увеличивается. Присутствие в растворе одноименных ионов понижает степень диссоциации.

Кроме степени диссоциации, состояние слабых электролитов в растворе характеризуется константой равновесия между молекулами и ионами, которую называют константой диссоциации. Например, для HNO₂ Û H⁺ + NO₂^–

Между константой и степенью диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

.

Это уравнение – математическое выражение закона разбавления Оствальда. Для слабого электролита при небольших разбавлениях a очень мала, а величина (1 – a) близка к единице. Поэтому при расчетах закон разбавления Оствальда можно использовать в виде

.

Вода – малодиссоциированное вещество. При ее электролитической диссоциации образуется равное количество ионов Н⁺ и ОН^–:

Н₂О Û Н⁺ + ОН^–.

Константа диссоциации воды равна:

 = 1, 8× 10^–16 (при 25 °С).

Молярная концентрация воды [H₂O] составляет 55, 5 моль/л, откуда ионное произведение воды (постоянная воды):

K_в = [H⁺][OH^–] = 1, 8 ^. 10^–16 × 55, 5 = 10^–14 (при 25 °С).

В нейтральном растворе:

[H⁺] = [OH^–] =  = 10^–7 моль/л.

Однако при добавлении к воде кислоты или щелочи ионное равновесие будет смещено влево (вспомните действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита). Для кислых растворов [H⁺] > 10^–7, а в щелочных – [H⁺] < 10^–7.

Количественно характер среды определяется водородным показателем рН, который вычисляется через отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов водорода:

рН = - lg [H⁺].

Для нейтральных растворов рН равен 7, для кислых меньше 7, а для щелочных – больше 7. Если выражение для ионного произведения воды прологарифмировать и поменять знаки, то получим

рН + рОН = 14.

Характер среды раствора можно определить с помощью кислотно-основных индикаторов, меняющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов. Каждый индикатор характеризуется определенным интервалом рН раствора, при котором он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при рН от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до желтого – при рН от 3, 1 до 4, 4; фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при рН от 8, 3 до 9, 8. Эти интервалы значений рН называются областями перехода окраски индикатора. Более точно рН раствора измеряется с помощью электрического прибора – рН-метра (потенциометра).

Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щелочи, но и при растворении некоторых солей.

Процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, который приводит к изменению среды раствора, называется гидролизом соли. Вследствие связывания ионов соли с ионами воды в малодиссоциированные соединения (молекулы или ионы) нарушается равновесие диссоциации воды в сторону ее усиления и накопления в растворе ионов водорода или гидроксид-ионов. При этом изменяется рН раствора.

Причиной гидролиза соли является наличие в ней ионов слабого электролита: основания или (и) кислоты. Соли, образованные многозарядными катионами или анионами, гидролизуются ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроанионов. При комнатной температуре, как правило, гидролиз идет по первой ступени.

Различают гидролиз соли:

1) по катиону (соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами, NH₄Cl, CuCl₂, Zn(NO₃)₂, FeSO₄ и т.п.), который приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, среда кислая, рН < 7

CuSO₄ = Cu ²⁺ +

Cu²⁺ + HOH Û (CuOH)⁺ + H⁺ (I ступень гидролиза, рН < 7)

2 CuSO₄ + 2 Н₂О Û (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ ;

2) по аниону (соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами, K₂S, Na₂CO₃, KCN, NaNO₂ и т. п.), который приводит к связыванию ионов водорода от воды и накоплению ионов ОН^–, среда щелочная, рН > 7

3–

K₃PO₄ = 3 K⁺ + PO₄

+ HOH Û  + OH^– (I ступень гидролиза, рН > 7)

K₃PO₄ + Н₂О Û K₂HPO₄ + KOH;

3) по катиону и аниону (соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, NH₄CH₃COO, (NH₄)₂S, Pb(CH₃COO)₂ и т. п.).
В зависимости от констант диссоциации, образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы солей этого типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т. е. рН близко к нейтральной среде

NH₄CH₃COO =  + CH₃COO^–

+ CH₃COO^– +НОН Û CH₃COOН + NH₄ОН.

Соли, гидролизующиеся и по катиону и аниону, в растворе, как правило, не существуют, так как они полностью разлагаются водой, образуя соответствующее слабое основание и слабую кислоту:

2 AlCl₃ + 3 Na₂S + 6 H₂O → 2 Al(OH)₃↓ +3 H₂S↑ + 6 NaCl.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Значение рН водных растворов таких солей равно 7.

Для процесса гидролиза характерны следующие закономерности.

1. Гидролиз соли усиливается с повышением температуры и разбавлением раствора.

2. Реакция гидролиза соли обратима. В соответствии с принципом Ле Шателье процесс гидролиза должен подавляться при подкислении (если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, накапливаются ионы Н⁺) или при подщелачивании (если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, накапливаются ионы ОН^–).

3. Гидролиз, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции, необ-ратим.

Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза b, которая показывает отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул:

b = N_гидр /N_общ.

К реакции гидролиза соли применимы все положения и законы учения о химическом равновесии. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза соли K_г. Ее величина характеризует соотношение между равновесными концентрациями всех компонентов системы. Связь между константой гидролиза соли (K_г) и степенью гидролиза (b) в растворе заданной концентрации (с_в) выражается законом Оствальда:

, .

Электролиты, обладающие ограниченной растворимостью в воде, характеризуются произведением растворимости. В насыщенном растворе труднорастворимого электролита, например Са₃(РО₄)₂, устанавливается гетерогенное равновесие

Са₃(РО₄)_2(т)  3 Са²⁺ + 2 ,

для которого произведение растворимости есть величина постоянная и равна произведению концентрации ионов, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам в уравнении реакции

ПР = [Ca²⁺]³[ ]² = 2·10^–29 .

Чем меньше величина ПР, тем труднее растворяется соединение, и наоборот, чем больше ПР, тем большей растворимостью обладает соединение.

В случае, если величина ПР будет меньше величины произведения ионов в растворе, то самопроизвольно образуется осадок труднорастворимого соединения.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Сравнение химической активности сильных
и слабых электролитов

а) На универсальную индикаторную бумагу нанесите по капле 0, 1М растворов соляной HCl и уксусной кислот СН₃СООН. Определите значения рН растворов. Объясните, почему они различаются? Составьте уравнения процессов диссоциации в растворах данных электролитов.

б) На универсальную индикаторную бумагу нанесите по капле 0, 1М растворов гидроксида натрия NaOH и гидроксида аммония NH₄OH. Определите значения рН растворов. Объясните, почему они различаются? Составьте уравнения процессов диссоциации в растворах данных электролитов.

Опыт 2. Влияние одноименного иона
на степень диссоциации слабого электролита
(смещение равновесия диссоциации)

В две пробирки поместите по 2-3 капли разбавленной уксусной кислоты и добавьте по одной капле индикатора – раствора метилоранжа.

Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую внесите микрошпателем 2-3 кристаллика ацетата натрия CH₃COONa и хорошо перемешайте, встряхивая содержимое пробирки.

Сравните окраску растворов в обеих пробирках и объясните ее изменение, пользуясь выражением константы диссоциации уксусной кислоты. Сформулируйте вывод: что необходимо добавить к раствору слабой кислоты, чтобы сместить равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул.

Опыт 3. Определение характера среды в растворах солей. Гидролиз солей

Для определения реакции среды используйте универсальную индикаторную бумагу. Вначале нанесите несколько капель дистиллированной воды на полоску универсальной индикаторной бумаги и определите рН среды. Почему дистиллированная вода, находящаяся в лаборатории, показывает слабокислую реакцию?

Затем в четырех пробирках растворите в 8-10 каплях дистиллированной воды по 2-3 кристаллика предложенных солей и с помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН полученных растворов.

Полученные данные занесите в табл. 6.

Таблица 6

Номер пробирки	Вещество	рН	Реакция среды
0	Н2О
1	ZnSO4
2	Pb(NO3)2
3	Na2CO3 (Na3PO4)
4	NaHCO3 (Na2HPO4)
5	CuCl2
6	Al2(SO4)3

 

В отчете для каждой соли:

– запишите уравнение диссоциации соли;

– укажите состав и силу электролитов, которыми образована данная соль;

– укажите, каким ионом определяется реакция среды;

– запишите уравнения гидролиза растворов испытуемых солей в молекулярной и краткой ионно-молекулярной форме по первой ступени;

– запишите выражение для константы гидролиза по первой ступени К_гI, рассчитайте ее численное значение.

Опыт 4. Влияние температуры на степень гидролиза
(смещение равновесия гидролиза)

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли раствора фенолфталеина. Отметьте интенсивность окраски раствора. Половину полученного раствора отлейте в другую пробирку и оставьте для сравнения, а оставшийся раствор нагрейте на спиртовке до кипения. Изменилась ли интенсивность окраски раствора? Охладите раствор и вновь сравните его с контрольным образцом. Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнение реакции гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Укажите знак величины теплового эффекта реакции гидролиза.

Опыт 5. Условия выпадения и растворения осадков

В одну пробирку внести 5 капель раствора хлорида кальция СаСl₂, в другую 5 капель раствора хлорида бария ВаСl₂. Затем в каждую пробирку добавить по 2-3 капли 0, 1 М раствора серной кислоты.
В обеих ли пробирках выпал осадок? Объясните наблюдения, пользуясь табличными значениями ПР(CaSO₄) и ПР(BaSO₄), записав соответствующие уравнения реакций и констант гетерогенных равновесий. Добавьте в пробирку с раствором хлорида кальция 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдайте образование осадка и объясните причину его выпадения.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

Цель работы. Изучение способов получения коллоидных растворов методами диспергирования и конденсации и изучение их свойств.

Дисперсные системы – это гетерогенные или гомогенные системы, состоящие из двух и более фаз: твердой, жидкой и газовой. Характеризуются сильно развитой поверхностью раздела между фазами. Фаза, являющаяся непрерывной (сплошной) и играющая роль растворителя, называется дисперсионной средой (ДС); другая фаза, раздробленная и распределенная в объеме ДС, – дисперсной фазой (ДФ). Дисперсных фаз (в виде мелких кристаллов, твердых аморфных частиц, капель или пузырьков) в системе может быть несколько. Например, в воздушной дисперсионной среде могут присутствовать частицы пыли разного химического состава и строения, капельки воды.

Строение коллоидных частиц

Всякий золь состоит из мицелл (дисперсная фаза) и интермицеллярной жидкости (дисперсионная среда). Мицелла состоит из ядра, окруженного двойным электрическим слоем (ДЭС).

Рост кристаллов и стабилизация коллоидной системы обеспечивается специальными веществами электролитами – стабилизаторами. Ионы стабилизатора, адсорбируясь на поверхности микрокристаллика – агрегата, образуют заряженный слой, на основе которого и формируется двойной электрический слой. ДЭС состоит из адсорбционного и диффузного слоев. ДЭС образуется адсорбционным путем и путем поверхностной диссоциации.

Природа стабилизатора определяется согласно правилу Панета-Фаянса: на кристалликах агрегата энергично адсорбируются из окружающего раствора те ионы, которые входят в состав кристаллической решетки малорастворимого соединения.

В связи с этим стабилизатором могут служить ионы любого из реагентов, используемых для получения вещества дисперсной фазы, если этот реагент взят в избытке. В зависимости от природы стабилизатора на основе одного и того же агрегата возможно образование мицелл двух видов.

Например, в результате реакции ионного обмена

MnCl₂ + 2 NaOH → Mn(OH)₂¯ + 2 NaCl

образуется золь малорастворимого соединения гидроксида марганца(II) Mn(OH)₂, строение мицеллы которого можно записать следующим образом:

а) в случае избытка MnCl₂

б) в случае избытка NaOH

Составные части мицеллы:

Агрегат – мельчайший кристаллик, состоящий из некоторого количества молекул (m), нерастворимый в дисперсной среде вещества.

Ядро – включает агрегат и потенциалопределяющие ионы (ПОИ), входящие в адсорбционный слой (ионы стабилизатора).

Гранула – заряженная, вследствие неполной компенсации заряда ПОИ, включает ядро и противоионы (ПИ) адсорбционного слоя.

Мицелла – состоит из гранулы и ПИ диффузионного слоя. Мицелла электронейтральна.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение гидрозоля серы методом конденсации

Сера растворяется в этиловом спирте, образуя истинный раствор. В воде сера практически нерастворима, поэтому при добавлении воды к спиртовому раствору молекулы серы конденсируются в более крупные агрегаты.

В пробирку, примерно наполовину заполненную дистиллированной водой, добавьте 2–3 капли насыщенного раствора серы в этиловом спирте. Содержимое пробирки тщательно перемешайте встряхиванием – получается молочно-белый опалесцирующий золь.

Налейте полученный золь в кювету (l = 1 см) и через золь в кювете пропустите луч света – наблюдайте (при слабом затемнении помещения) сбоку кюветы светорассеяние (конус Тиндаля).

В отчете укажите способ получения золя серы, объясните наблюдаемые явления.

Опыт 2. Получение золей берлинской лазури Fe₄[Fe(CN)₆]₃
с различными зарядами гранул

Реакция образования берлинской лазури протекает по схеме

3 K₄[Fe(CN)₆] + 4 FeCl₃ → Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + 12 KCl.

а) Налейте в пробирку 0, 5 мл 0, 005 н. раствора K₄[Fe(CN)₆] и разбавьте дистиллированной водой до 10 мл. Затем к разбавленному раствору при взбалтывании добавьте по каплям 0, 1 н. раствора хлорида железа(III) FeCl₃ до образования прозрачного синего цвета золя берлинской лазури.

б) Налейте в пробирку 0, 5 мл 0, 1 н. раствора FeCl₃ и разбавьте водой до 5 мл. К полученному раствору при взбалтывании добавьте по каплям 0, 005 н. раствора K₄[Fe(CN)₆] до образования мутного раствора золя берлинской лазури сине-зеленого цвета.

Знак заряда коллоидной частицы золя можно определить методом капиллярного анализа, который основан на том, что при смачивании водным раствором целлюлозные стенки капилляров фильтровальной бумаги заряжаются отрицательно, а пропитывающая бумагу вода – положительно. Поэтому золь с «+» заряженными частицами будет адсорбироваться бумагой и окрашивать ее. Пятно золя на бумаге в этом случае будет окрашено в центре и бесцветно по краям. Золь с отрицательно заряженными частицами не будет адсорбироваться бумагой и образует равномерно окрашенное пятно.

На два листка фильтровальной бумаги нанесите по капле различных золей и наблюдайте за распределением окраски пятна, которое появится на бумаге после того, как золь впитается.

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения получения берлинской лазури.

Напишите формулу каждой мицеллы и укажите знак заряда соответствующих частиц.

 

Опыт 3. Получение золя оксида марганца(IV) MnO₂
окислительно-восстановительной реакцией

Внесите в пробирку 0, 5 мл 0, 1М раствора KMnO₄ и добавьте 4, 5 мл дистиллированной воды. В разбавленный раствор прибавьте по каплям 1, 5–2 мл 1 %-го раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ до образования вишнево-красного золя MnO₂.

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции получения золя MnO₂

KMnO₄ + H₂O + Na₂S₂O₃ → MnO₂¯ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + KOH

и напишите формулу мицеллы золя MnO₂.

Опыт 4. Получение золя гидроксида железа(III)
реакцией гидролиза и определение его порога коагуляции

Реакция получения золя гидроксида железа(III) при нагревании идет по схеме

FeCl₃ + 3H₂O → Fe(OH)₃¯ + 3HCl.

При этом поверхностные молекулы агрегата Fe(OH)₃ вступают в химическое взаимодействие с HCl:

Fe(OH)₃¯ + HCl ↔ FeOCl + 2 H₂O.

Молекулы FeOСl диссоциируют, образуюя ионы FeO⁺ и Cl^–

FeOCl ↔ FeO⁺ + Cl^–.

Выполнение опыта

а) В коническую колбу емкостью 250 мл с помощью мерного цилиндра прилейте 100 мл дистиллированной воды и нагрейте до кипения. Затем быстро, но по каплям, в кипящую воду прилейте 10-15 мл 2 %-го раствора FeCl₃. Полученную смесь прокипятите несколько минут до образования золя Fe(OH)₃ красно-бурого цвета («чайной заварки»).

Запишите уравнения получения золя гидроксида железа(III), формулы мицеллы, учитывая, что стабилизатором является FeOCl. Укажите заряд гранулы мицеллы.

Нарушение агрегативной устойчивости золей – коагуляция – может происходить при добавлении электролита. Легкое помутнение золя свидетельствует о начале коагуляции.

б) В 10 чистых пробирок внесите по 5 мл полученного и охлажденного до комнатной температуры золя Fe(OH)₃. Затем добавьте указанное в табл. 8 количество дистиллированной воды и раствора электролита (1 н. раствор KCl, 0, 01 н. раствор K₂SO₄, 0, 001 н. раствор K₃[Fe(CN)₆]). Содержимое пробирок перемешайте взбалтыванием и через 30 мин отметьте, в каких пробирках наблюдается явная коагуляция (помутнение) и последующая седиментация (выпадение) осадка.

При помутнении раствора в таблице поставьте знак «+».

Порог коагуляции вычислите по формуле

, моль/л,

где С_к – порог коагуляции, моль/л; С_э – концентрация электролита, моль/л; V_золя – объем золя, мл; V_э – наименьший объем раствора электролита, достаточный для коагуляции, мл.

Таблица 8

Номер пробирок	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
Объем золя, мл	5	5	5	5	5	5	5	5	5	5
Объем воды, мл	5	4, 5	4, 0	3, 5	3, 0	2, 5	2, 0	1, 5	1, 0	0, 5
Объем электролита, мл	0	0, 5	1, 0	1, 5	2, 0	2, 5	3, 0	3, 5	4, 0	4, 5
Общий объем смеси, мл	10	10	10	10	10	10	10	10	10	10
Помутнение через 30 минут

 

Порог коагуляции для каждого электролита (полученный разными группами студентов) запишите в табл. 9.

Таблица 9

Электролит	Коагулирующий ион	Порог коагуляции
КCl
К2SO4
К3[Fe(CN)6]

Сделайте вывод о выполнении правила Шульце–Гарди (применимость правила значимости).

Запишите основные правила коагуляции электролитами.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цель работы. Изучение строения и свойств комплексных соединений.

Комплексные соединения – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома или иона – комплексообразователя, связанного с несколькими способными к самостоятельному существованию молекулами или ионами, называемыми лигандами.

Согласно координационной теории Вернера, различают внутреннюю и внешнюю сферы комплексного соединения. Лиганды, непосредственно связанные с комплексообразователем, образуют вместе с ним по донорно-акцепторному механизму внутреннюю сферу – комплексный ион. Обозначается внутренняя сфера квадратными скобками: [SnCl₆]^2–, [HgI₄]^2–, [Al(H₂O]³⁺ и др.

Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, но не связанные с комплексообразователем ковалентно, образуют внешнюю сферу комплексного соединения.

Комплексообразователями могут выступать любые атомы или положительно заряженные ионы, имеющие вакантные орбитали. Наиболее характерными комплексообразователями являются d-элементы побочных подгрупп (Ag⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Mn²⁺, Fe³⁺, Ni²⁺ и др.).

В качестве лигандов могут выступать молекулы или анионы, обладающие неподеленными электронными парами – это простые анионы (F^–, Cl^–, Br^–, I^–), сложные анионы (ОН^–, CN^–, SCN^–, ,  и др.) и молекулы (H₂O, NH₃, CO и др.).

Число химических связей, которые комплексообразователь образует с лигандами, называют координационным числом. Значение коорди-национного числа может изменяться в пределах от 2 до 12 и зависит от природы и степени окисления комплексообразователя, природы и дентатности лиганда, а также от условий (температуры, природы растворителя и др.), при которых протекает реакция комплексообразования.

Число химических связей, которые образует один лиганд с комплексообразователем, называют дентатностью. Например, однозарядные анионы ( , Cl^– и др.) и молекулы (H₂O, NH₃, CO и др.) относятся к монодентатным, двухзарядные анионы ( ,  и др.) и молекулы (N₂H₄, H₂NCH₂COOH и др.) являются бидентатными лигандами.

Между значением координационного числа и степенью окисления элемента комплексообразователя существует определенная взаимосвязь – чаще всего координационное число равно удвоенному значению степени окисления комплексообразователя: например, [Ag(NH₃)₂]⁺, [Zn(NH₃)₄]²⁺, [Cr(H₂O)₆]³⁺, [Fe(SCN)₆]^3– и др.

В зависимости от знака заряда комплексного иона выделяют соединения, содержащие комплексные катионы, например [Co(H₂O)₆]²⁺, комплексные анионы, например [AlF₆]^3–, и нейтральные комплексы, например [Fe(CO)₅].

По природе лигандов различают следующие комплексные соединения:

– аквакомплексы, например [Cr(H₂O)₆]Cl₂ (лигандами являются молекулы воды),

– аммиакаты, например [Ni(NH₃)₄](NO₃)₂ (лиганды – молекула аммиака),

– гидроксикомплексы, например Na₂[Zn(OH)₄] (лиганды – гидроксианионы ОН^–),

– ацидокомплексы, например K₃[Fe(CN)₆] (лиганды – анионы кислот),

– смешанные комплексы, например [Co(H₂O)(NH₃)₄Cl]SO₄ (лиганды – любые молекулы и ионы)

 

Рассмотрим строение комплексных соединений на примере [Ag(NH₃)₂]Cl.  

Внутренняя сфера – комплексный катион [Ag(NH₃)₂]⁺;

внешняя сфера – хлорид-ионы Cl^–.

Внутренняя сфера состоит из иона Ag⁺ – ион-комплексообразо-ватель, лигандов – молекул аммиака NH₃.

Число присоединившихся к комплексообразователю лигандов равно двум, поэтому в соединении [Ag(NH₃)₂]Cl ион Ag⁺ имеет координационное число, равное 2.

Рассмотрим виды связей в комплексном соединении [Ag(NH₃)₂]Cl. Для этого запишем электронные формулы элементов и подчеркнем валентные электроны:

	­

¯

¯

¯

Н^о 1s¹

	¯ ­

N^o 1s² 2s² 2p³

Ag^o 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s¹ 5p^o

Ag⁺ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s^o 5p^o

 

В молекуле аммиака NH₃ между атомами азота и атомами водорода существует обычная ковалентная связь, образованная 1s электронами атома водорода и 2p электронами атома азота (обменный механизм).

У атома азота имеется неподеленная пара 2s² электронов. Азот предоставляет эту пару электронов иону серебра на свободные 5s и 5p орбитали. Между ионом Ag⁺ и молекулами NH₃ образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму. Ag⁺ – акцептор электронов, азот в молекуле NH₃ – донор.

Типы связей в комплексном соединении [Ag(NH₃)₂]Cl:

 

Условные обозначения: • – электроны азота х – электроны водорода х • – ковалентная связь •• – донорно-акцепторная связь

Химическая связь между внутренней и внешней сферой комплекса – ионная.

 

В водных растворах комплексные соединения диссоциируют на
ионы в две стадии:

Вначале происходит первичная электролитическая диссоциация – по типу сильного электролита – диссоциация протекает полностью на
ионы внешней и внутренней сферы комплекса:

[Ag(NH₃)₂]Cl ® [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–.

Затем происходит вторичная диссоциация уже по типу слабого электролита – ступенчато отщепляются лиганды внутренней сферы.

Каждая ступень диссоциации внутренней сферы комплекса характеризуется своей константой химического равновесия, произведение которых называется полной константой нестойкости.

Например, для суммарного процесса диссоциации комплексного иона

[Ag(NH₃)₂]⁺ ↔ Ag⁺ + 2 NH₃ ,

применяя закон действующих масс к обратимым процессам, получим выражение для константы равновесия диссоциации комплексного
иона – константы нестойкости (К_н)

.

Величина К_н характеризует устойчивость комплексного иона. Чем больше К_н, тем менее устойчив комплексный ион.

Непрочные (неустойчивые) комплексные ионы можно разрушить добавлением воды, так как при разбавлении увеличивается степень диссоциации. Например, ион [Co(SCN)₄]^2– неустойчив (К_н = 1, 0× 10^–3), и при добавлении воды наблюдается переход фиолетовой окраски раствора, характерной для ионов [Co(SCN)₄]^2–, в розовую, характерную для иона Со²⁺.

Устойчивые комплексные ионы можно разрушить, выводя из сферы реакции ионы или молекулы, образующиеся при диссоциации комплексного иона.

В качестве примера рассмотрим разрушение комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ азотной кислотой НNО₃. Ион [Ag(NH₃)₂]⁺ диссоциирует:

[Ag(NH₃)₂]⁺ ↔ Ag⁺ + 2 NH₃, К_н = 6, 8^.10^–8.

При добавлении НNО₃ ион Н⁺ выводит из сферы реакции молекулу аммиака, связывая ее в более прочный комплексный ион аммония:

NН₃  + Н⁺ ↔ , К_н = 8, 3^.10^–10.

В результате равновесие диссоциации [Ag(NH₃)₂]⁺ смещается вправо, концентрация Ag⁺ увеличивается и становится достаточной для образования осадка AgСl

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2 НNО₃ = AgCl¯ + 2 NH₄NО₃.

В отличие от комплексных соединений соединения с малоустойчивой внутренней сферой называют двойными солями. Их формулы записывают без квадратных скобок, как соединения молекул:

(NH₄)₂SO₄^.Fe₂(SO₄)₃; К₂SO₄^.Al₂(SO₄)₃.

В растворах двойные соли диссоциируют практически полностью

(NH₄)₂SO₄^.Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 2  + 4 .

Экспериментальная часть

Опыт 1. Свойства двойных и комплексных солей
Качественные реакции на ионы , Fe³⁺ и

В три пробирки внесите по 5-7 капель 0, 5 н. раствора железоаммонийных квасцов (NH₄)Fe(SO₄)₂× 12H₂O. В четвертую пробирку поместите 3 капли раствора гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆].

Докажите наличие ионов , Fe³⁺ и  в растворе железоаммонийных квасцов:

в первую пробирку прибавьте 2 капли раствора роданида аммония NH₄SCN;

во вторую – 2 капли раствора хлорида бария BaCl₂;

в третью – 3 капли 4 М раствора гидроксида натрия (содержимое этой пробирки нагрейте на водяной бане до появления специфического запаха аммиака; обнаружить газ можно по изменению окраски лакмусовой бумаги – для этого над раствором поместите смоченную водой полоску индикаторной бумаги);

в четвертую – 2 капли роданида аммония NH₄SСN.

Во всех ли пробирках происходит реакция? Напишите уравнение электролитической диссоциации железоаммонийных квасцов, ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью которых были обнаружены ионы двойной соли в растворе, отметив качественный признак присутствия в растворе ионов , Fe³⁺ и

Напишите уравнение диссоциации комплексной соли и выражение для константы нестойкости комплексного иона [Fe(CN)₆]^3–, запишите ее численное значение и сделайте вывод об устойчивости этого иона в растворе. В чем состоит сходство и различие в диссоциации двойных и комплексных солей?

Опыт 2. Образование и диссоциация соединений
с комплексным катионом и анионом

а) Внесите в пробирку 5 капель 0, 1 М раствора сульфата меди(II) и прибавьте к нему 2-3 капли 2 М раствора аммиака, встряхивая пробирку для лучшего перемешивания содержимого. Наблюдайте выпадение осадка основной соли (CuOH)₂SO₄. Отметьте цвет осадка.

Затем по каплям прибавьте избыток концентрированного раствора NH₄OH до растворения осадка. Как меняется при этом цвет раствора и почему?

В отчете:

1) запишите уравнение реакции получения основной соли (CuOH)₂SO₄;

2) запишите уравнение реакции получения комплексных соединений, учитывая, что в избытке аммиака образуются одновременно комплексное основание и комплексная соль меди(II), содержащие медно-аммиачный комплексный ион с координационным числом 4;

3) для комплексных соединений приведите:

· названия и укажите: а) комплексообразователь, его координационное число и заряд, б) лиганды и их заряд, в) заряд внутренней сферы, г) ионы внешней сферы и их заряд;

· напишите электронные формулы иона комплексообразователя, укажите, какие атомные орбитали участвуют в образовании химической связи;

· напишите электронные формулы атомов лигандов и укажите неподеленные пары электронов донора;

· запишите уравнение диссоциации комплексной соли в растворе и выражение для константы нестойкости комплексного иона, приведите ее численное значение;

 

б) Поместите в пробирку 5-7 капель 0, 5 М раствора нитрата висмута(III) и прибавьте к нему 2-3 капли 0, 5 М раствора иодида калия, встряхивая пробирку для лучшего перемешивания содержимого. Наблюдайте выпадение осадка средней соли – иодида висмута(III), отметьте его цвет. Добавьте еще несколько капель раствора КI до растворения выпавшего осадка. Каков цвет получившегося раствора?

В отчете:

1) запишите уравнение реакций образования и диссоциации комплексного соединения и его координационную формулу, учитывая, что координационное число Вi³⁺ равно четырем;

2) составьте выражение для константы нестойкости комплексного иона, приведите ее численное значение.

Опыт 3. Исследование устойчивости комплексных ионов

Разрушение комплексного иона [Co(SСN)₄]^2–

На часовое стекло поместите 1–2 капли раствора хлорида кобаль-та(II) и добавьте с помощью микрошпателя кристаллической соли роданида аммония NH₄SСN. Раствор окрашивается в синий цвет, свойственный ионам [Co(SСN)₄]^2–. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. К раствору комплексной соли добавьте (по каплям) дистиллированную воду и наблюдайте изменение окраски. Объясните, почему и как меняется окраска раствора при разбавлении водой. Напишите уравнение диссоциации комплексного иона. Укажите, в какую сторону смещается равновесие диссоциации комплексного иона при добавлении воды? Напишите выражение для константы нестойкости [Co(SСN)₄]^2– и приведите ее численное значение. Сделайте вывод об устойчивости комплексного иона [Co(SСN)₄]^2– ?

Опыт 4. Обменные реакции комплексных соединений

а) Внесите в пробирку 3 капли раствора соли железа(II) и прибавьте 2 капли раствора гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆]. Наблюдайте выпадение осадка – «турнбулева синь» – качественная реакция на катионы Fe²⁺.

б) Внесите в пробирку 3 капли раствора соли железа(III) и прибавьте 2 капли раствора гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆]. Наблюдайте выпадение осадка – берлинская лазурь – качественная реакция на катионы Fe³⁺.

в) Внесите в пробирку 3 капли раствора соли меди(II) и прибавьте 2 капли раствора гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆]. Наблюдайте выпадение красно-коричневого осадка Cu₂[Fe(CN)₆].

Запишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионно-молекулярном видах.

Составьте выражения для констант нестойкости комплексных
ионов.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9

Катодные реакции