ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ И УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ

Цель работы: проведение анализа воды на жесткость и ее умягчение методом катионирования.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов и . Суммарная концентрация ионов (кальциевая жесткость воды) и (магниевая жесткость воды) называется общей жесткостью. Общая жесткость включает карбонатную жесткость, обусловленную содержанием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, и некарбонатную, обусловленную содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Карбонатную жесткость можно снизить кипячением, поэтому такую жесткость называют временной. Некарбонатная жесткость не уменьшается при кипячении, поэтому ее называют постоянной.

Величину жесткости природных вод выражают в миллиэквивалентах на 1 л воды (мэкв/л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20, 40 мг/л или 12, 16 мг/л .

ПРИМЕР 1. Вычислить жесткость воды, зная, что 500 л ее содержат 202, 5 г гидрокарбоната кальция.

Решение. В 1 л воды содержится 202, 5: 500 = 0, 405 г , что составляет 0, 405: 81 = 0, 005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль – экивалентная масса ). Следовательно, жесткость воды 5 мэкв/л.

ПРИМЕР 2 . Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м³ воды, если жесткость воды, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв/л?

Решение. Мольная масса равна 136, 14 г/моль; эквивалентная масса равна 136, 14: 2 = 68, 07 г/моль. В 1 м³ воды жесткостью 4 мэкв/л содержится 4•1000 = 4000 мэкв, или 4000•68, 07 = 272280 мг = 272, 280 г .

Жесткость природных вод колеблется в очень широких пределах – от 0, 1 - 0, 2 мэкв/л в водах рек и озер, расположенных в зонах тайги и тундры, до 80 - 100 мэкв/л в некоторых подземных водах и водах морей и океанов. Повышенная жесткость в водах природных источников обусловлена контактом воды с горными породами, содержащими карбонаты и сульфаты.

Применение жесткой воды недопустимо в некоторых отраслях промышленности, например в теплоэнергетике, так как в котлах и отопительных приборах образуется накипь, что ухудшает теплообмен. Поэтому жесткость является одним из показателей качества воды, который необходимо контролировать.

При необходимости использования водоисточника с высокой жесткостью воды применяют специальные методы умягчения воды. Умягчение может быть осуществлено переводом солей жесткости в труднорастворимые или комплексные соединения, перегонкой воды, методом ионного обмена.

При умягчении воды методом осаждения соли жесткости переводят в следующие труднорастворимые соединения: карбонат кальция, гидроксид магния, трехзамещенные фосфаты. В зависимости от применяемого осадителя способы обработки называют известкованием, содоизвесткованием, фосфатированием.

Процессы, протекающие при известковании (обработка известью , описываются уравнениями:

Постоянная жесткость известью не удаляется – изменяется ее состав: магниевая жесткость переходит в эквивалентное количество кальциевой.

Обработка воды содой и известью (содоизвесткование) может быть описана теми же уравнениями (кроме последнего) и в дополнение к ним следующими:

При содоизвестковании устраняется как временная, так и постоянная жесткость.

Осаждение солей жесткости фосфатом натрия называется фосфатированием воды. Оно применяется и как самостоятельный метод умягчения и как метод доумягчения воды после предварительного снижения жесткости другими способами.

Умягчение воды переводом солей жесткости в комплексные соединения основано на образовании хорошо растворимых комплексных солей. На практике для связывания в комплекс ионов жесткости используют: гексаметафосфат натрия и комплексон 111 (трилон Б).

Наиболее глубокое умягчение воды достигается методом ионного обмена. Ионный обмен основан на способности некоторых высокомолекулярных соединений (ионитов) вступать в обратимые реакции обмена ионами, причем этот обмен происходит в строго эквивалентных соотношениях. Обменными ионами могут быть как катионы (в этом случае ионит называют катионитом), так и анионы (в этом случае ионит называют анионитом).

При умягчении воды примменяют катионный обмен. Обменными ионами обычно служат ионы или ионы катионита.

Процесс умягчения может быть представлен уравнениями:

, ;

, .

где - условное обозначение катионита в -форме;

- условное обозначение катионита в - форме.

Важнейшей характеристикой ионита является его обменная емкость. В практике водоподготовки ионит характеризуют по динамической обменной емкости, выражаемой числом эквивалентов поглощаемого иона на 1 м³ ионита в рабочем состоянии.

Регенерация катионита основана на обратимости процесса ионного обмена. -катионит после истощения регенерируется 5-8 % раствором хлорида натрия, - катионит – 1-1, 5 % раствором серной кислоты. После регенерации катионит отмывают умягченной водой.

Для определения жесткости воды применяют титриметрический метод, причем для определения общей жесткости используют комплексонометрическое титрование, а карбонатную жесткость определяют методом кислотно-основного титрования.

ПРИМЕР 3. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 см³ этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6, 25 см³ 0, 08 н. раствора соляной кислоты.

Решение. Вычислим нормальность раствора гидрокарбонат кальция. Обозначив число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через Х, составляем пропорцию:

, н.

Таким образом в 1 л исследуемой воды содержится 0, 005•1000 = 5 мэкв гидрокарбоната кальция или 5 мэкв ионов кальция. Карбонатная жесткость воды 5 мэкв.

Оборудование и реактивы:

1. Мерный цилиндр вместимостью 100 мл – 1.

2. Бюретка вместимостью 25 мл – 2.

3. Колбы для титрования вместимостью 200-250 мл – 3 шт.

4. Пипетка вместимостью 5 мл – 1 шт.

5. Колонка, заполненная катионитом – 1 шт.

6. 0, 01 н раствор комплексона 111

7. 0, 1 н раствор соляной кислоты.

8. Индикатор эриохром черный Т.

9. Индикатор метиловый оранжевый.

10. Аммиачный буферный раствор.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

ОПЫТ 1 . ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ.

В основе метода лежит реакция образования внутримолекулярной растворимой соли комплексона 111 с ионами и . Ион металла замещает атомы водорода карбонильных групп , а также связывается координационной связью с атомами азота, при этом один ион металла образует соединение только с одной молекулой комплексона 111.

Комплексон 111 – это двузамещенная соль натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты

При титровании образуется соединение:

В качестве индикаторов, для фиксирования точки эквивалентности, используют металлоиндикаторы. Металлоиндикаторы – это органические красители, образующие окрашенные комплексные соединения с ионами металлов, менее прочные чем комплекс металла с комплексоном 111. Реакцию металла с индикатором можно представить уравнением:


синий	красный

Например, если в раствор соли кальция, при рН=7-11 ввести эриохром черный Т, то раствор окрасится в красный цвет, если этот раствор титровать раствором комплексона 111, который с дает бесцветный более прочный комплекс, чем комплекс с индикатором, то в конечной точке титрования раствор примет синий цвет.

Выполнение опыта. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите ее в колбу для титрования; добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного раствора и несколько кристалликов (на кончике шпателя) эриохрома черного Т.

Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитруйте раствором комплексона 111 до перехода розовой красной окраски в голубую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут ( мл), найдите средний объем раствора комплексона 111, израсходованный на титрование и рассчитайте общую жесткость воды. В противном случае оттитруйте пробу еще раз. Результаты опыта запишите в таблицу 1.

Общую жесткость воды рассчитываем по закону эквивалентов:

Таблица 1

Опытные данные

№ п/п	Объем исследуемой воды, , мл.	Объем раствора комплексона 111, , мл.	Молярная концентрация эквивалентов комплексона 111, , моль/л	Общая жесткость воды, , моль/л
			0, 01
			0, 01
			0, 01

ОПЫТ 2. УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ МЕТОДОМ КАТИОНИРОВАНИЯ.

Жесткую воду пропускают через катионообменную смолу в форме, при этом ионы и эквивалентно замещают ионы в смоле.

Выполнение опыта. Через колонку заполненную катионитом пропустите 300-400 мл жесткой воды. Скорость фильтрования регулируйте зажимом, она не должна превышать 15 капель в минуту. Умягченную воду соберите в стакан, ополоснутый первыми порциями фильтрата.

Отберите 100 мл умягченной воды и определите общую жесткость умягченной воды.

Результаты опыта сведите в таблицу 3.

Таблица 3.

Опытные данные

Объем исследуемой воды, , мл.	Объем раствора комплексона 111, , мл.	Молярная концентрация эквивалентов комплексона 111, , моль/л	Общая жесткость воды после умягчения, , моль/л
		0, 01

Лабораторная работа № 6

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.

В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н⁺ и ОН^-, практически ими не связываются. Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается, концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10^-7моль/литр.

Гидролизу подвергаются все остальные соли:

· образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз по аниону;

· образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – происходит гидролиз по катиону;

· образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз и по катиону и по аниону.

Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (С_гидр.), к общему числу растворенных молекул (С_общ.):

Степень гидролиза зависит от следующих факторов:

1. природы соли;

2. ее концентрации;

3. температуры раствора.

Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирущих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по этому с повышением температуры протекает полнее. Следовательно при гидролизе соблюдатся принцип Ле-Шателье. Константой гидролиза (Кг) называется - отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли (опреляется обычно по таблицам). Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:

где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).

Если степень гидролиза мала (h< < 1), то Кг = h²*С,

ПРИМЕР 1

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) NaCN, б) К₂СО₃

Решение:

а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN полностью диссоциируют на катионы Na⁺ и анионы CN. Катионы Na⁺не могут связывать ионы ОН^- воды, так как NaOH – сильный электролит. Анионы же CN^-связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN^- + H₂O ⇄ HCN + OH^-

или в молекулярной форме:

NaCN + H₂O ⇄ HCN + NaOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН> 7).

б) Карбонат калия K₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО_3.В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СО₃^2- + НОН ⇄ НСО₃^- + ОН^-

или в молекулярной форме:

К₂СО₃ + Н₂О ⇄ НСО₃ + КОН

В растворе появляется избыток ионов ОН^-, поэтому раствор К₂СО₃ имеет щелочную реакцию рН> 7.

ПРИМЕР 2

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl₂.

Решение:

Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)₂ и сильной кислоты HCl. В данном случае катионы Cu²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH⁺. Образование молекул Сu(OH)₂ не происходит, так как ионы CuOH⁺ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)₂.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.

Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме:

CuCl₂ + H₂O ⇄ CuOHCl + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnCl₂ имеет кислую реакцию (рН> 7).

ПРИМЕР 3

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли Pb (CH₃COO)₂.

Решение:

Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания Pb(OH)₂ и слабой одноосновной кислоты CH₃COOH. В данном случае параллельно протекают два процесса:

Pb⁺²+ H₂O⇄ PbOH⁺+ H⁺

СН₃СОО^- + Н₂О⇄ СН₃СОО + ОН^-

Ионно - молекулярное уравнение:

Pb²⁺+ СН₃СОО^- + Н₂О ⇄ PbOH⁺+ СН₃СООН

или в молекулярной форме:

Pb(СН₃СОО)₂ + Н₂О ⇄ PbOHСН₃СОО + СН₃СООН

Реакция раствора при этом зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл. = Косн., то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН=7). Если Ккисл. > Косн., то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, и концентрации ОН^- - ионов. В данном случае реакция раствора слабокислая. Наконец, если Ккисл. < Косн., то гидролизу преимущественно подвергается анион соли, и реакция раствора будет слабощелочной.

ПРИМЕР 4.

Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO₃)₃ и Na₂CO₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Fe(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, а Na₂CO₃ – по аниону.

Fe³⁺ + Н₂О ⇄ FeОН²⁺ + Н⁺

CO₃^2־+ Н₂О ⇄ НСО^־₃^- + ОН

Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н⁺ и ОН^־ взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования осадка и газа: Fe(ОН)₃ и СО₂

Ионно-молекулярное уравнение

2 Fe⁺³+ 3CO₃^2-+ 3Н₂О = 2Fe(ОН)₂¯ + СО₂

Молекулярное уравнение

2Fe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃+ 3Н₂О = 2Fe(ОН)₂¯ + 3СО₂ + 6Na NO₃

Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов Н⁺ и ОН^-величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды Кв.При 25^оС Кв = [H⁺] · [OH^-] = 1·10^-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого вида ионов, а именно:

В чистой воде [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7моль/л

Концентрация ионов водорода указывает на характер среды:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, нейтральная среда;

[H⁺] > 10^-7 моль/л, кислая среда;

[H⁺] < 10^-7 моль/л, щелочная среда.

Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов рН = -lg[H⁺], следовательно, в щелочной среде рН > 7; в нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7.

ПРИМЕР.

Вычислить рН раствора, если [H⁺] = 0, 0001 = 10^-4 моль/л.

Решение: [H⁺]= 0, 0001 = 10^-4 моль/л.

рН = -lg10^-4 = 4; рН = 4

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. РЕАКЦИЯ СРЕДЫ В РАСТВОРАХ РАЗЛИЧНЫХ СОЛЕЙ.

В пять пробирок до 1/3 их объема налить нейтральный раствор лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония.

По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли. Полученные результаты внести в таблицу.

Таблица 1.

Реакция среды в растворах солей

№ пробирки	Формула соли	Окраска лакмуса	Реакция среды	РН раствора рН< 7 рН=7 рН> 7

Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

ОПЫТ 2. СЛУЧАИ ПОЛНОГО (НЕОБРАТИМОГО) ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ.

В две пробирки внести по 6-8 капель раствора хлорида алюминия. В одну пробирку добавить такой же объем раствора сульфида натрия, в другую - раствора карбоната натрия. Отметить выделение сероводорода в первой пробирке (по запаху) и пузырьков диоксида углерода во второй. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Написать уравнения реакций, которые привели к образованию гидроксида алюминия. Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия.

ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА СОЛИ.

В два стакана налить 1 М раствор ацетата натрия. Один стакан нагреть почти до кипения раствора. Затем в оба стакана капнуть по 3-5 капель фенолфталеина. Окраска появляется в стакане с горячим раствором, это указывает на усиление гидролиза при нагревании.

Лабораторная работа № 7

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цель работы: изучение явлений комплексообразования, свойств различных комплексов.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или отрицательно заряженные сложные ионы, способные существовать как в кристалле, так и в растворе (А. Гриндберг), например: K₃[Fe(CN)₆].

В комплексном соединении выделяют внешнюю (3К⁺) и внутреннюю ([Fe(CN)₆] сферы. Внутренняя сфера состоит из центрального атома (комплексообразователя), вокруг которого группируются ионы или молекулы. В приведенном примере ион Fe³⁺ - комплексообразователь, ионы CN^- – лиганды. Число лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя (к.ч.6). Заряд комплекса численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку. В нашем примере во внешней сфере комплексного соединения ([Fe(CN)₆] находятся три иона К⁺. Следовательно, заряд комплексного иона равен - 3.

Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме всех остальных ионов (Fe³⁺).

Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы.

Комплекс с положительным зарядом называется катионным. Например: [Cu(NH₃)₄]²⁺, с отрицательным зарядом – анионным, например: [Cd(CN)₄]^2-, с нулевым зарядом – нейтральным, например: Fe(CO)₅.

Комплексообразователями, как правило, являются атомы или чаще ионы металлов. Способность элементов к комплексообразованию возрастает от периода к периоду. В основном это d-элементы.

Лигандами могут служить:

а) анионы кислот (ацидокомплексы) – F^-, Cl^-, Br^-, I^-, CN^-, NO₂^-, SO₄^2-, PO₄^3-, CO₃^2-, SCN^-;

б) гидроксогруппы ОН- (гидроксокомплексы);

в) нейтральные молекулы – Н₂О (аквокомплексы), NH₃ (аммиакаты), СО (карбонильные), NO, F₂, N₂H₄и др.

В названия комплексов входят названия как лигандов, так и комплексообразователей, причем вначале указываются лиганды, а затем комплексообразователи.

К анионным лигандам добавляют окончание – О. СО₃^2- – карбонато, CN – циано, N₃^- – азидо, ОН^-- гидроксо, О^2- - оксо, SCN – родано, SO₃^2- - сульфито и т.д.

Нейтральные молекулы имеют те же названия, что и молекулы, за исключением Н₂О (акво), NH₃(аммин), СО (карбонил). Названия комплексообразователей суффикс – ат (феррат, никелат, хромат).

Число лигандов в комплексе обозначают греческими приставками (ди, три, тетра, пента и т.д.)

Для металлов с переменной валентностью степень окисления указывается в скобках.

Пример: [Zn(NH₃)₄]Cl₂ – дихлортетрааммин цинка

K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (III) калия

[Ni(CO)₄] - тетракарбонилникель (0)

Комплексные соединения являются сильными электролитами, т.е. при растворении полностью диссоциируют на комплексные ионы (внутреннюю сферу) и противоионы (внешнюю сферу):

[Ni(NH₃)₆]Cl₂[Ni(NH₃)₆]²⁺ + 2Cl^-

Комплексные ионы в растворах в свою очередь ведут себя как слабые электролиты и диссоциируют не полностью, например:

[Ni(NH₃)₆]²⁺ Ni²⁺+ 6NH₃

Устойчивость комплексов можно оценить с помощью закона действующих масс, выразив состояние равновесия с помощью константы равновесия, называемой константой нестойкости.

Очевидно, чем устойчивее комплекс, тем он в меньшей степени подвергается распаду и тем меньше его константа нестойкости.

Об устойчивости комплекса можно судить также по константе равновесия его образования – так называемой константе устойчивости К_уст. Константа устойчивости К_уст. – величина, обратная константе нестойкости К_нест.:

К_нест. = 1/К_уст.

Для реакции образования иона [Ni(NH₃)₆]⁺² в растворе

Ni²⁺ + 6NH₃ [Ni(NH₃)₆]⁺²

константа устойчивости будет:

Константа устойчивости является мерой комплексообразования – большей величине константы устойчивости соответствует большая концентрация комплекса при равновесии.

Сравнение константы устойчивости комплексных ионов

[Ag(NO₂)₂]^- [Ag(NH₃)₂]⁺ [Ag(S₂O₃)₂]^3- [Ag(CN)₂]^-

7, 7*10² 1, 5*10⁷ 1*10¹³ 1*10²¹ показывает, что наиболее устойчивым из этих комплексов является последний, а наименее устойчивый – первый.

Значения констант нестойкости могут сильно колебаться, особенно для комплексных анионов. Если значения К_нест. комплексного аниона достаточно велики, то это означает, что по существу, мы имеем вместо комплексной соли двойную соль.

Двойными солями называются продукты замещения атомов водорода в кислотах на два различных катиона. В водных растворах двойные соли диссоциируют, образуя два различных катиона и анионы одного вида

NaAl(SO₄)₂ = Na⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Гидроксокомплексы

В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома (III), алюминия и в каждую из них добавить по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи.

Задание: Написать уравнения реакций, учитывая, что образуются растворимые гидроксокомплексы, содержащие ионы [Zn(OH)₄]^2-, [Cr(OH)₆]^3-. Зная, что гидроксиды цинка, хрома, алюминия растворяются также в кислотах, указать, к какому типу они относятся.

Опыт 2. Катионный комплекс

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся в пробирку 3-4 капли раствора сульфата никеля и такой объем раствора едкого натра. К осадку добавить 5-6 капель раствора аммиака. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора. Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Задание: Написать уравнения реакций: образования гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания (координационное число никеля принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.

ОПЫТ 3. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ В РЕАКЦИЯХ ОБМЕНА

В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем раствора комплексной соли К₄[Fe(CN)₆]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнение реакций.

Лабораторная работа № 8

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О) может быть положительной, нулевой и отрицательной.

При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:

1. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH₂ - она равна -1 и тд.) проявляет степень окисления +1.

2. Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H₂O₂, BaO₂ и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF₂ – она равна +2) обладает степенью окисления -2.

3. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: H^o₂, O^o₂, Fe^o, Zn^o и др.

4. При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H₂SO₄. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H₂SO^-2₄. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:

(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.

Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO^2-₄:

х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны называется восстановителем.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.

В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H⁺, Hg⁺², Zn⁺² и тд.) и входят в состав сложных ионов: S⁶⁺ - в виде SO^2-₄, N⁺⁵ в ионе NO^-₃, Mn ⁺⁷ – в ионе MnO^-₄ и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами обладают ионы типа (Сl^-, Br^-, I^-, Se^-2, Te^-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N^-3 в NH^-₃, O^2- в H₂O, S^-2 в H₂S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N⁺³ – в HNO²₂; N⁺²₂ – в NO; N⁺ - в N₂O; N^o – в N₂; N^-3 – в NH₄OH; S⁺⁴ – в SO₂; S⁺² – в SO; S^o – в S₂.

Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, O₂

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 5 678 Следующая ⇒