Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
ОПЫТ 1. Окислительные свойства перманганата калия в разных средах ⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 5
В три пробирки внести по 3—4 капли раствора перманганата калия КМnO4. Затем в первую добавить 3—4 капли разбавленного раствора Н2SO4, во вторую — 3—4 капли воды, в третью — 3—4 капли концентрированного раствора NaОН. В каждую пробирку внести сульфита натрия Nа2SО3 до изменения цвета раствора. Отметить наблюдаемые изменения. Написать уравнения реакций между КМnO4 и Nа2SО3 в кислой, нейтральной и щелочной средах. Рассчитать ЭДС реакций, используя таблицу стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Сделать заключение об окислительной способности перманганата в разных средах.
ОПЫТ 2. Окислительные свойства дихромата калия Определить возможность протекания реакции Cr2O72- + 14H+ + 6е - = 2Cr3+ + 7H2O при использовании в качестве восстановителей — иодида калия KI и нитрита натрия NaNO2, рассчитав ЭДС каждой реакции. Подтвердить правильность ответа опытным путем. Для этого в три пробирки внести по 3—4 капли раствора дихромата калия К2Сг2О7 и по 3—4 капли разбавленного раствора H2SO4. В первую пробирку добавить раствор иодида калия KI, во вторую — раствор нитрита натрия NaNO2 до появления устойчивой окраски. Записать наблюдения и уравнения реакций. ОПЫТ 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления Убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия NaNO2. Для этого в одну пробирку поместить 3—4 капли раствора перманганата калия КМnO4, подкислить разбавленным раствором Н2SO4 и добавить раствор NaNO2 до обесцвечивания раствора. В другую пробирку внести 3—4 капли раствора иодида калия KI, подкислить разбавленным раствором H2SO4 и добавить раствор NaNO2 до изменения окраски. Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения реакций. В каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком — окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы.
ОПЫТ 4. Реакции диспропорционирования А. Внести в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавить к ней по каплям 2н. раствор щелочи до обесцвечивания раствора. Написать уравнение реакции взаимодействия брома со щелочью, учитывая, что при этом получаются соли бромоводородной и бромноватистой HBrO кислот. Указать, как изменяется степень окисления брома. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования? Б. В пробирку с несколькими каплями пероксида водорода H2O2 прибавить 2н. раствор серной кислоты. Какой газ выделяется? Составить схему реакции диспропорционирования пероксида водорода с образованием кислорода и воды. Подобрать коэффициенты методом полуреакций.
ОПЫТ 5. Восстановительные свойства атомов в низшей степени окисления В две пробирки внести по 2-3 капли бромной воды. В первую пробирку добавить несколько капель Na2S, во вторую -25%-ного раствора аммиака. Что происходит с окраской растворов? Написать уравнения реакций, учитывая, что одним из продуктов взаимодействия брома с сульфидом натрия является сера, а во втором случае из аммиака образуется азот. Какие свойства в протекавших окислительно- восстановительных реакциях проявляли сера(-II)и азот(-III)? Могут ли они являться окислителями в химических реакциях? Контрольные вопросы и упражнения 1.Какие из реакций являются окислительно-восстановительными: а) Zn + H2SО4 = ZnSО4 + Н2 б) 3Zn + 4Н2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4Н2O в) Zn (ОН)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O г) Zn (ОН)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4] 2.К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждый приведенный пример: а) Nа3АsО3 + I2 + H2O= Na3AsO4 + 2HI б) Cl2 + 2NaOH = NaCl+ NaClO + H2O в) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 3. Какие из веществ могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: КМnO4, МnО2, Na2SO3, V2O5, KI, HNO2? 4. По приведенной электронно-ионной схеме составить уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной форме: 10Fe2+ - 10е- =10Fe3+ 2MnO-4 + 10е- + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O 5. Какой из окислителей является наиболее сильным: МnО2, PbO2, K2Cr2O7? 6. В каком направлении будет протекать реакция: 2КСгO2 + ЗВг2 + 8КОН ↔ 2KCrO4 + 6KBr + 4Н20 7. Дописать уравнения реакций и подобрать коэффициенты: а) КМnO4 + Zn + H2SO4 = б) Cl2+ I2 + Н2O = в) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4= Комплексные соединения Лабораторная работа Цель работы Ознакомление со свойствами комплексных соединений и двойных солей; получение комплексов различного типа; изучение устойчивости комплексных соединений с помощью качественных реакций. Оборудование и реактивы Пробирки конические. Растворы: сульфата меди (0, 1 М), сульфата цинка (0, 1 М), сульфата кадмия (0, 1 М), хлорида бария (0, 1 М), сульфата алюминия (0, 1 М), сульфата хрома (0, 1 М), соли Мора (0, 1 М), сульфата никеля (0, 1 М), соляной кислоты (конц.), аммиака (25%-ный, 0, 1 М), гексацианоферрата(П) калия(0, 5н.), сульфид натрия. Опыт 1. Получение и исследование комплексного соединения сульфата тетраамминомеди (II) Поместить в две пробирки по 10 капель 1 н. раствора сульфата меди и добавить, в одну из них 2 капли хлорида бария. На присутствие какого иона указывает выпавший осадок? Во вторую пробирку внести кусочек гранулированного олова и наблюдать выделение на его поверхности красноватого налета меди. Получить комплексное соединение меди, для чего поместить в пробирку 10—15 капель раствора сульфата меди и по каплям добавлять гидроксид аммония NH4OH. Наблюдать растворение выпавшего вначале осадка основного сульфата меди [CuOH]2SO4 и изменение цвета раствора при образовании комплексного сульфата тетра-амминомеди (II) [Cu(NH3)4]SO4. Полученный раствор разделить в две пробирки и провести те же два опыта, которые были проделаны с раствором медного купороса. Выпадает ли осадок при добавлении хлорида бария? Выделяется ли медь на грануле олова? Написать уравнения всех проведенных реакций. Есть ли различие в поведении сульфата меди и комплексной соли по отношению к каждому добавленному реактиву? Написать уравнение электролитической диссоциации сульфата тетраамминомеди (II). Опыт 2.Анионные и катионные комплексы. А. Гидроксокомплексы В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома(Ш) и алюминия. В каждую из них добавлять по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи. Написать уравнение реакции образования растворимых гидроксокомплексов, содержащих ионы [Zn(OH)4]2-, [Сr(OH)6]3-, [Аl(OH)6]3-. Б. Комплексное основание никеля Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся_в пробирку 3—4 капли раствора сульфата никеля и такой же объем раствора едкого натра. Полоской фильтровальной бумаги удалить жидкую фазу. К осадку добавить 5—6 капель конц. раствора гидроксида аммония. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni2+ в растворе сульфата никеляс окраской полученного раствора. Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора? 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 3.Комплексные соединения в реакциях обмена А. В пробирку к 4—5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем раствора комплексной соли K4lFe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции. Б. Получить раствор тетрамминомеди(II) (см. опыт 1), прибавить к полученному раствору 3-5 капель Na2S. Написать уравнение реакции и объяснить выпадение черного осадка, учитывая, что ПРCuS= 8, 5× 10-45. Контрольные вопросы и упражнения 1. Определить степень окисления и координационное число комплек-сообразователя в следующих соединениях: K2[PtCl4], [Со(NН3)3С13], [Ti(H2O)4Br2]Br, K2 [Pt(C2O4)Cl2]. 2. Представить координационные формулы следующих соединений: КС1 • АuСl3, 2NH4C1 • PtCl4, Na2C2O4 • СuС2O4, PtCl2 • 4NН3. 3. По.Кнест оценить устойчивость комплексных ионов: [Mg(NH3)6]2+, [Cu(NH3)4]2+, [Ag(NH3)2]+, [Co(NH3)6]2+.
Тепловые эффекты химических процессов Лабораторная работа Цель работы: Определение с помощью простейшего калориметра теплоты реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой и теплоты растворения солей. Описание исследуемых процессов Согласно теории электролитической диссоциации, реакция между растворами сильной кислоты и сильного основания, например, HCl(p) + NaOH(р) ® NaCl(р) +H2O, независимо от того, какие кислоты или основания были взяты, может быть представлена в виде Н++ ОН- ®Н2О + 56.9 кДж. Таким образом, в основе этих реакций лежит одно и то же термохимическое уравнение. Растворение кристаллических солей представляет сложное физико-химическое явление. При растворении кристаллической соли протекают два основных процесса: первый - эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки; второй - экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества с молекулами растворителя с образованием гидратированных ионов. В зависимости от того, какой из двух тепловых процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть положительной или отрицательной величиной. Расчет теплоты из экспериментальных данных Расчет теплоты, поглощающейся или выделяющейся в калориметре, в данной работе проводим исходя из следующих допущений: 1) считаем, что тепловой эффект проявляется только в изменении температуры раствора и стекла конической колбы - реактора; 2) пренебрегаем относительно небольшими потерями тепла в окружающую среду; 3) принимаем теплоемкость раствора равной теплоемкости воды. С учетом сделанных допущений выделяющуюся или поглощаемую в калориметре теплоту вычисляем по формуле q = (cР × mР + cС × mС) × DT, где сР = 4.184 кДж/(кг× К); сС=0.75 кДж/(кг× К) - удельные теплоемкости раствора и стекла; mР и mС - массы раствора и стеклянной колбы-реактора; DТ - изменение температуры калориметра в ходе процесса. Таким образом, задача калориметрического эксперимента сводится к точному определению изменения температуры калориметра DT, обусловленному тепловым эффектом. Оборудование и реактивы Калориметр, термометр с точностью не хуже 0.1о С. весы с точностью измерения 0.01 г. Мерный цилиндр на 100 мл. Ареометр. Реактивы: 1М НС1; 1М НNO3; 3М NaOH; CuSO4 (безводный); CaSO4× 5H2O (кристаллогидрат). Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой. В сухую коническую колбу с известной массой с помощью мерного цилиндра залейте 150 мл 1М раствора соляной кислоты и поместите ее в стакан, внутри которого размещены теплоизолирующие прокладки из пенопласта. Закройте калориметр крышкой с отверстием для термометра. Налейте в мерный цилиндр 50 мл 3М раствора NaOH и измерьте его температуру. Необходимо, чтобы температуры исходных растворов были одинаковы. Каждый калориметрический опыт начинают с определения температурного хода калориметрической системы. Для этого в течение нескольких минут измеряют температуру калориметра. Показание термометра фиксируют через каждую минуту. Если в течение 5 минут изменения температуры невелики и равномерны (эти изменения составляют начальный период опыта), то в определенный момент отсчета вылейте в калориметр через воронку приготовленный раствор щелочи. Перемешайте растворы. С момента сливания растворов начинается главный период опыта. За счет теплового эффекта протекающей химической реакции происходит резкое изменение температуры. По окончании реакции нейтрализации температурный ход в калориметре станет снова равномерным. Момент наступления равномерного хода в калориметре является концом главного и началом конечного периода. В конечном периоде в течение 5 минут температурные отсчеты проводятся через минуту, как и в начальном периоде. Результаты температурных измерений изображаются в виде графика на миллиметровой бумаге. На рисунке проводится график изменения температуры в реакции нейтрализации. Здесь линии АВ, ВС и СD соответствует начальному, главному и конечному периодам реакции. Наличие температурного хода линии СD свидетельствует об имеющем место теплообмене калориметра с окружающей средой. В расчетах максимальной температуры раствора теплообмен учитывается следующим образом. Прямая АВ экстраполируется вправо, а прямая СD - влево. Интервал времени ВС делится пополам и из точки М1 проводится перпендикуляр к оси абсцисс. Отрезок HCT соответствует изменению температуры калориметра DТ, вызванному протеканием химического процесса с поправкой на теплообмен. Для расчетов потребуется также значение массы раствора, находящегося в калориметре, которую можно определить либо путем взвешивания, либо из выражения mР = V× r, где V = 200 мл, а значение r можно измерить с помощью ареометра или принять равным 1 г/мл. По указанию преподавателя процедуру определения DТ можно упростить. 1.Измерьте температуру раствора кислоты в колбе - ТК . 2.Измерте температуру раствора щелочи в цилиндре - ТЩ. 3.Начальную температуру раствора после смешения рассчитайте по формуле Т1 = (ТК × 150 + ТЩ × 50) / 200. 4.Залейте раствор щелочи в колбу-калориметр. Сразу же после смешения закройте колбу крышкой с термометром. Энергично взбалтывая полученный раствор следите за его температурой. Отметьте максимальную температуру Т2. 5.Рассчитайте DТ = Т2 - Т1. Результаты выполненных измерений запишите в таблицу.
Тот же эксперимент проделайте с 1М раствором HNO3. На основании полученных данных определить 1) количество теплоты [кДж], выделившееся при протекании реакции нейтрализации; 2) число молей образовавшейся в ходе реакции воды (рассчитать из значений концентрации щелочи или кислоты и уравнения химической реакции); 3) рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации (кДж/моль Н2О) и составить термохимическое уравнение изучаемой реакции; 4) сравнить значения тепловых эффектов нейтрализации 1М раствора НС1 и 1М раствора HNO3; cделать вывод. Опыт 2. Определение тепловых эффектов растворения солей Опыт проводится в той же калориметрической установке и по той же методике, которая описана в опыте 1.В колбу налейте 200 мл дистиллированной воды и снимите начальный температурный ход калориметра. Взвесьте ~ 5 г безводной соли с точностью до 0.01 г. Быстро внесите навеску в колбу. При постоянном взбалтывании раствора следите за показаниями термометра. Температурные измерения представьте графически и рассчитайте значения DТ. Результаты опыта запишите в таблицу.
Опыт повторите с кристаллогидратом соли, взяв навеску ~ 8 г. Результаты опыта запишите в таблицу. По данным проведенного эксперимента 1) рассчитать теплоту растворения безводной соли, кДж/моль; 2) рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата, кДж/моль; 3) используя закон Гесса по найденным теплотам растворения безводной соли и ее кристаллогидрата рассчитать теплоту гидратации безводной соли и составить термохимические уравнения этой реакции CuSO4(кр.) + 5H2O(ж.) = CuSO4× 5H2O(кр.) + Q1.(1) При этом следует иметь в виду, что процесс растворения безводного сульфата меди может быть представлен в виде двух последовательно протекающих процессов: процесса (1) и CuSO4 × 5H2O(кр.) = CuSO4(p) + 5H2O + Q2(2) или в виде одного суммарного уравнения CuSO4(кр.) = CuSO4(p) + Q3 , где Q2 и Q3 - теплоты растворения кристаллогидрата и безводной соли. Учитывая, что начальное и конечное состояния в обоих случаях одинаковы, на основании закона Гесса, Q3 = Q1 + Q2, откуда Q1 = Q3 - Q2.
Контрольные вопросы 1.Рассчитайте стандартную теплоту образования диоксида азота NO2(г), если стандартный тепловой эффект реакции 2 NO2(г) « N2O4 (г) при 298К равен - 58, 4 кДж/моль, а стандартная теплота образования N2O4(г) равна 9, 4 кДж/моль. 2. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции СО(г) + 1/2 О2=СО2(г) при 298 К и 1 атм. Ответ подтвердите расчетом. 3. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно 285, 8 и 241, 8 кДж/моль. Рассчитайте теплоту испарения воды при 25оС. Жесткость воды Введение Абсолютно чистой воды в природе не бывает. При взаимодействии воды с атмосферой и почвой в ней растворяются органические и неорганические соединения. Особое значение имеют присутствующие в воде многозарядные катионы Ca2+ и Mg2+. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Жесткость воды подразделяют на карбонатную и некарбонатную. Карбонатной называют жесткость, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. При повышении температуры, особенно при кипячении, эти соли разлагаются с образованием малорастворимых карбоната кальция и гидроксида магния и жесткость устраняется: to Ca(HCO3)2 ® CaCO3¯ +H2O+CO2, to Mg(HCO3) ® Mg(OH)2¯ +2CO2. Поэтому карбонатную жесткость еще называют временной. Некарбонатная жесткость определяется содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. При кипячении эти соли не удаляются из воды. Поэтому некарбонатную жесткость еще называют постоянной. Сумма постоянной и временной жесткости дает общую жесткость воды. Жесткость характеризуют числом моль эквивалентов солей Са2+ и Mg2+ в 1л воды. Жкарб. - карбонатная жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов анионов НСО3- в 1л воды: Жкарб.= СN(НСО3)× 103, мэкв/л. Жобщ. - общая жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов катионов Ca2+, Mg2+ в 1л воды: Жобщ.= [СN(Са2+)+СN(Mg2+) ]× 103, мэкв/л. Жнекарб.=Жобщ. - Жкарб. Жесткая вода непригодна в качестве теплоносителя на энергообъектах, ее вкусовые качества невелики, стирка в жесткой воде возможна только при повышенном расходе моющих средств. Поэтому воду умягчают, т.е. снижают содержание ионов Ca2+ и Mg2+. Один из простейших способов устранения жесткости - кипячение (см. выше уравнения протекающих при этом реакций). В этом случае из воды удаляются лишь гидрокарбонаты. Химические способы устранения жесткости – известкование (добавление в воду гашеной извести Ca(OH)2) и содирование (добавление кальцинированной соды Na2CO3). Современными методами умягчения воды являются дистилляция (испарение воды с образованием концентрированных растворов солей), обратный осмос (молекулярное фильтрование) и ионный обмен (сорбция ионов Са2+ и Mg2+ полимерными смолами, сопровождающаяся поступлением в воду эквивалентных количеств других катионов, например, H+) Определение карбонатной жесткости основано на реакции HCO3- + H+ ® H2O + CO2 (Н2СО3). Образующийся углекислый газ остается в растворе в виде Н2СО3, т.к. его количество невелико. Раствору СО2 в воде соответствует рН » 4, поэтому точку эквивалентности определяют по изменению окраски метилового оранжевого, которая при рН = 4 переходит из желтой в оранжевую. Общую жесткость воды можно определить с помощью раствора двухзамещенной натриевой соли этилендиаминтетерауксусной кислоты (комплексон III, Na2ЭДТА или трилон – В): HO OH : O=C-CH2 CH2-C=O: N-CH2-CH2-N : O=C-CH2 CH2-C=O: NaO Ona (Na2H2ЭДТА) Это вещество за счет электронных пар, обозначенных точками, образует донорно–акцепторные связи с комплексообразователями, в качестве которых выступают ионы Са2+ и Mg2+. При образовании комплекса происходит замена двух ионов водорода соли на 1 ион металла: Са2+ + Н2ЭДТА2- ®[Са(ЭДТА)]2- + 2Н+ Mg2++ Н2ЭДТА2- ®[ Mg(ЭДТА)]2- + 2Н+ Образующиеся комплексы очень устойчивы (КН » 1× 10-11 для первого, КН » 1× 10-9 для второго), т.к. число донорно–акцепторных связей 1 иона металла с 1 молекулой–лигандом (дентантность) равно 6. При титровании трилон–В реагирует с ионами металлов до тех пор, пока все ионы Са2+ и Mg2+ не окажутся связанными. Индикатором точки эквивалентности служат соединения, дающие с ионами Са2+ или Mg2+ окрашенные комплексы, менее прочные, чем комплексы с Na2H2ЭДТА. Таким индикатором является эриохром черный (ЭТ - 00). Это органический краситель, дающий с Mg2+ комплексную соль красно-фиолетового цвета. Таким образом, если к жесткой воде прибавить несколько капель спиртового раствора ЭТ-00, то вода окрасистся в красно-фиолетовый цвет вседствие присутствия в ней ионов магния. Если же затем понемногу прибавлять раствор комплексона III с известной концентрацией, в первую очередь будет образовываться наиболее прочный комплекс с ионами кальция, а затем менее прочный комплекс с ионами магния. При этом комплекс ионов магния с индикатором, как наименее прочный, распадется и цвет воды перейдет из красно-фиолетового в синий (точка эквивалентности) Следует иметь в виду, что эриохром черный имеет синий цвет только при pH=7-11, а в кислой среде он принимает вишнево-красный цвет. Поэтому титрование ведут в присутствии буферного раствора NH4ОН - NH4Cl, для которого pH = 9 - 10. Буфер нейтрализует кислоту, выделяющуюся при титровании.
Лабораторная работа Цель работы: определение жесткости водопроводной воды. Приборы и посуда Колбы конические 150 мл - 3 шт., 250 мл - 1 шт. Бюретки 50 мл - 2 шт. Мерный стаканчик на 10 мл - 1 шт. Мерный цилиндр на 50 - 100 мл. Реактивы 0.01 N НС1 0.02 N Na2H2ЭДТА. Буферная смесь NH3 + NH4Cl. Раствор метилового оранжевого. 5. Раствор ЭТ - 00.
Выполнение работы По указанию преподавателя работа проводится с горячей или холодной водопроводной водой. Для проведения экспериментов необходимо не менее 300 мл воды. Ее нужно отобрать сразу, т.к. жесткость водопроводной воды со временем может меняться. Отберите воду в колбу на 250 мл и в мерный цилиндр. |
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-24; Просмотров: 215; Нарушение авторского права страницы