Основные классы неорганических соединений. Определение молярной массы эквивалентов цинка

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение.......................................................................................................................
Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений...............
Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка........
Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации................
Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции...........................................
Лабораторная работа 5. Катализ.................................................................................
Лабораторная работа 6. Химическое равновесие......................................................
Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты................
Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов....................................
Лабораторная работа 9. Гидролиз солей....................................................................
Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы.......................................................
Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции...................
Лабораторная работа 12. Коррозия металлов............................................................
Лабораторная работа 13. Электролиз.........................................................................
Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов.......................................
Лабораторная работа 15. Комплексные соединения................................................
Лабораторная работа 16. S -металлы..........................................................................
Лабораторная работа 17. Жесткость воды.................................................................
Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец................................................
Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка....................................
Лабораторная работа 20. Хром...................................................................................
Лабораторная работа 21. Марганец............................................................................
Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель...................................................
Лабораторная работа 23. Галогены............................................................................
Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода.........................................
Лабораторная работа 25. Сера.....................................................................................
Лабораторная работа 26. Азот.....................................................................................
Лабораторная работа 27. Углерод, кремний.............................................................
Лабораторная работа 28. Углеводороды....................................................................
Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны.............................................
Лабораторная работа 30. Органические кислоты......................................................
Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекулярных материалов.........
Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол....................
Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов.......................................
Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы...................................
Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли……....................................................
Заключение....................................................................................................................
Библиографический список.........................................................................................
Приложение А (Требования к оформлению отчета по лабораторной работе) ......
Приложение Б (Табл. 1, табл. 2, табл. 3, табл. 4, табл. 5) ........................................

ВВЕДЕНИЕ

 

При изучении химии большое значение имеет лабораторный практикум. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на те или иные явления, запомнить свойства веществ, а также способствует выработке методологии химического мышления. В процессе лабораторных занятий по химии складываются навыки проведения химического эксперимента, организации рабочего места, соблюдения правил техники безопасности.

Предлагаемый лабораторный практикум написан в соответствии с программами по химии, раработанными на основе ФГОС третьего поколения. Учитывая, что химическая подготовка бакалавров ряда направлений ограничивается лишь общим курсом химии, в предлагаемый лабораторный практикум включены работы по важнейшим разделам физической, органической (в том числе по высокомолекулярным соединениям), коллоидной и аналитической химии.

Каждая лабораторная работа включает цель, задание, теоретическое введение, описание опытов. При описании опытов авторы ставили перед собой задачу привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому после каждого опыта сформулированы требования, в которых поставлен ряд вопросов и даны указания о том, на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т. д.

Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях опыты могут быть групповыми.

При изучении курса химии большое значение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев прочного усвоения теоретических и практических знаний. Поэтому после каждой работы приведены примеры решения типовых задач и варианты индивидуальных заданий, выполнение которых студент должен представить при защите лабораторных работ.

Лабораторные работы 1, 2, 8, 9, 10, 11, 17 написаны В.П. Зуевой; 3, 4, 5, 6, 7, 15, 35 – З.Н. Топшиноевой; 12, 13, 22, 28, 29, 30, 31 – Е.Г. Филатовой; 16, 18, 19, 20, 21, 33, 34 – О.В. Кузнецовой; 14, 23, 24, 25, 26, 27, 32 – Ю.Н. Пожидаевым.

Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета. Требования к оформлению отчета приведены в приложении А.

 

Лабораторная работа 1

Основные классы неорганических соединений

Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.

Задание: провести опыты по получению основного и кислотного оксидов, основания, кислоты, основной соли, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные (табл. 1.1).

Таблица 1.1

Химические свойства оксидов

 

Взаимодействие оксидов	Оксиды
Основные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаО	Кислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3	Амфотерные ВеО, ZnO, PbO, MnO2, SnO, Al2O3, Cr2O3
С водой	Реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOH	Образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4	Не взаимодействуют
С кислотами или основаниями	Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = = CаCl2 + H2O	Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = = BaCO3 + H2O	Взаимодействуют с кислотамикак основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O и с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH K2BeO2 + H2O; BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OН)4]
Между собой	При взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4

 

Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: 2Са + O₂ = 2СаO; С + O₂ = СО₂.

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO₃, HCl, H₂SO₄, Н₃РО₄).

Кислоты взаимодействуют

1. С основаниями с образованием соли и воды:

2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

2HCl + ВаO = ВаCl₂ + H₂O;

3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2HNO₃.

Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)₂, Fe(OH)₃).

Основания взаимодействуют

1. С кислотами с образованием соли и воды:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O.

2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

2KOH + N₂O₅ = 2KNO₃ + H₂O;

2NaOH + Al₂O₃ + 3Н₂О = 2Na[Al(OH)₄];

2NaOH + Al₂O₃ 2NaAlO₂ + H₂O.

3. С солями с образованием новой соли и нового основания:

2NaOH + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2NaCl.

Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑;

BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3K₂SO₄.

Соли – это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

Средние соли (К₂SO₄, Na₃PO₄) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотные остататки: H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O;

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2Н₂О.

Кислые соли (Сa(HCO₃)₂, Nа₂НРО₄) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O.

Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, например H₂SO₄, Н₃РО₄, Н₂СО₃, H₂S.

Основные соли (СuOHNO₃, AlOHCl₂) – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки:

Fe(ОН)₃ + HNO₃ = Fe(OH)₂NO₃ + 2Н₂О;

Fe(ОН)₃ + 2HNO₃ = FeOH(NO₃)₂ + 2Н₂О.

Основные соли образуют только многокислотные основания, например Сu(OH)₂, Fe(OH)₃, Mg(ОН)₂.

Выполнение работы

Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид… Требования к результатам опыта 1. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить,…

Примеры решения задач

Пример 1.1.Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Na → NaOH → NaHS → Na₂S → Na₂SO₄ → NaCl.

Решение. NaOH (гидроксид натрия) – основание (щелочь). Щелочи можно получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑.

NaHS (гидросульфид натрия) – кислая соль. Кислые соли получаются при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:

H₂S + NaOH = NaHS.

Na₂S (сульфид натрия) – средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на кислую соль:

NaHS + NaОН = Na₂S + H₂O.

Na₂SO₄ (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) – средние соли. Средние соли можно получить взаимодействием кислоты и соли:

H₂SO₄ + Na₂S = Na₂SO₄ + H₂S↑,

взаимодействием двух солей:

Na₂SO₄ + СаCl₂ = 2NaCl + СaSO₄↓.

Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H₂SO₄: CO₂; NaOH; BaCl₂; HCl; Fe₂O₃. Написать уравнения соответствующих реакций.

Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO₂ – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), BaCl₂ – соль, HCl − кислота, Fe₂O₃ – основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O;

3H₂SO₄ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O;

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

. б). Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)2… 1.2. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Лабораторная работа 2

Определение молярной массы эквивалентов цинка

 

Цель работы: изучить понятия «эквивалент», «молярная масса эквивалентов» и закон эквивалентов.

Задание: провести реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой и определить объем выделившегося водорода. На основании полученных данных вычислить массу водорода и молярную массу эквивалентов цинка. Выполнить требования к результату работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Эквивалент(Э) – это реальная или условная частица вещества, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Под реальной частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H₂SO₄, H₂O), под условной – доли этих реальных частиц (½ H₂SO₄, ½ H₂O). Эквивалент – безразмерная величина, состав которой выражают с помощью знаков и формул. Например,

Э (NaOH) = NaOH; Э (H₂SO₄) = ½ H₂SO₄; Э (MgCl₂) = ½ MgCl₂; Э (Са) = ½ Са.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов – это количество вещества, содержащего 6,02×10²³ эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (M_эк) и выражается в г/моль.

При определении молярной массы эквивалентов необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Молярная масса эквивалентов вещества В, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле

,

где М_В – молярная масса вещества В; n_ē – число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Например, в реакции Mg⁰ + 2H⁺Cl = Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰ степень окисления магния изменяется от 0 до +2. Следовательно, магний теряет 2 электрона, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица ½ атома Mg:

Э (Mg) = ½ Mg ; М_эк (Mg) == 12 г/моль.

У водорода степень окисления меняется от +1 до 0, а т.к. молекула водорода состоит из двух атомов, то число принятых электронов будет равно 2. Таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ½ молекулы Н₂:

Э (Н₂) = ½ Н₂ ; М_эк (Н₂) = = 1 г/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:

.

Выполнение работы

Определение молярной массы эквивалентов цинка проводится в приборе, изображенном на рисунке.

Рис. Прибор для определения молярной массы эквивалентов цинка

Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная − со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В. Работу следует выполнять в следующем порядке. В колбу налить 10–15 мл соляной кислоты. Закрепить колбу в горизонтальном положении. Получить у преподавателя навеску цинка и поместить ее в сухое горло колбы. Закрыть колбу резиновой пробкой и проверить герметичность прибора. Для этого открыть зажим Д и с помощью резиновой груши вдуть воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закрыть зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылить и поставить его под трубку Г.

Наклонить колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и открыть зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, закрыть зажим, осторожно вынуть из приемника трубку Г (следить, чтобы из нее не вылилась вода) и измерить мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой. Записать показания барометра и термометра.

Требования к результатам работы

Исходные данные и результаты расчетов занести в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Данные опыта и результаты расчетов

Вычислить (все вычисления пояснить словами): 1. Массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева –… где P – парциальное давление водорода, кПа; V – объем выделившегося водорода, л; m – масса водорода, г; M – молярная…

Таблица 2.2

Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

 

Примеры решения задач

Пример 2.1.Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H₂S и NaOH в реакциях:

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O; (1)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O. (2)

Решение. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

М_эк (кислоты, основания) =,

где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.

В реакции H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (1) оба иона водорода молекулы H₂S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H₂S. В этом случае

Э (H₂S) = ½ H₂S, а М_эк (H₂S) == 17 г/моль.

В реакции H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (2) в молекуле H₂S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица – молекула H₂S. В этом случае

Э (H₂S) = H₂S, а М_эк (H₂S) = =34 г/моль.

Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Молярная масса эквивалентов NaOH равна

М_эк (NaOH) = 40 г/моль.

Таким образом, эквивалент H₂S в реакции (1) равен ½ H₂S, в реакции (2) −

1 H₂S, молярные массы эквивалентов H₂S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.

Пример 2.2. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов оксидов P₂O₅ и CaO в реакции P₂O₅ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂.

Решение. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле

М_эк (оксида) =,

где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P₂O₅ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂ эквивалент P₂O₅, образующего два трехзарядных аниона (РО₄)^3-, равен ¹/₆ P₂O₅, а М_эк (P₂O₅) = = 23,7 г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са²⁺), равен ½ СаО, а М_эк (СаО) == 28 г/моль.

Пример 2.3.Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН₃, Р₂О₃ и Р₂О₅.

Решение.Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться следующей формулой:

М_эк (элемента) = ,

где М_А – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента.

Степень окисления фосфора в РН₃, Р₂О₃, Р₂О₅ соответственно равна –3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН₃ и Р₂О₃ равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р₂О₅ – 31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН₃ и Р₂О₃ равен ¹/₃ Р, в соединении Р₂О₅ – ¹/₅ Р.

Пример 2.4.Рассчитать молярную массу эквивалентов соединений фосфора РН₃, Р₂О₃ и Р₂О₅.

Решение. Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей:

М_эк (РН₃) = М_эк (Р) + М_эк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;

М_эк (Р₂О₃) = М_эк (Р) + М_эк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;

М_эк (Р₂О₅) = М_эк (Р) + М_эк (О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.

Пример 2.5.На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться следующей формулой:

,

где V_{эк (газа)} – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ) в одном моле газа: υ = . Так, М (Н₂) = 2 г/моль; М_эк (Н₂) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н₂ содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (Т = 273 К, Р = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен V_эк (Н₂) = 22,4/2 = 11,2 л. Аналогично М (О₂) = 32 г/моль, М_эк (О₂) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О₂ содержится υ = 32/8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем V_эк (О₂) = 22,4/4 = 5,6 л.

Подставив в формулу численные значения, находим, что М_эк (оксида) =г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму М_эк (оксида) = М_эк (металла) + М_эк (кислорода). Отсюда М_эк (металла) = М_эк (оксида) − М_эк (кислорода) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.

Молярная масса эквивалентов элемента (М_эк) связана с атомной массой элемента (М_А) соотношением: М_эк (элемента) =, где ½с.о.½ − степень окисления элемента. Отсюда М_А = М_эк (металла) ∙ ½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.

Таким образом, М_эк (оксида) = 35,45 г/моль; М_эк (металла) = 27,45 г/моль; М_А (металла) = 54,9 г/моль.

Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при нормальных условиях.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. υ (О₂) = υ (N₂) = υ (NO₂). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О₂ и 4 моль эквивалентов N₂.

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N₂) до +4 (в NО₂), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому

М_эк (N₂) == 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV): 28 г/моль N₂ – 22,4 л

3,5 г/моль N₂ – х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N₂, то их объем составляет V (N₂) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О₂, вступивших в реакцию: V (O₂) = 5,6∙4 = 22,4 л.

Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.

Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что М_эк (оксида) = М_эк (металла) + М_эк (кислорода), а М_эк (соли) = М_эк (металла) + М_эк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

;

,

отсюда М_эк (металла) = 56,2 г/моль.

Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100 %, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 – 68,42 = 31,58 %, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; М_эк (Cr) = г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения ,

отсюда |c. o.| = = 3.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

2.2.Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9 % золота и 35,1 % хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль. (Ответ: 3). 2.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакциях, идущих по уравнениям: Р2О5 + 3MgO =…

Г металла при реакции с кислотой вытеснили при нормальных условиях 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла. (Ответ: 35,5 г/моль).

Лабораторная работа 3

Определение теплоты реакции нейтрализации

Цель работы: изучить основные понятия термохимии (экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект, энтальпия, энтальпия образования вещества), закон Гесса и следствие из закона Гесса.

Задание: провести реакцию нейтрализации и определить повышение температуры. На основании полученных данных рассчитать изменение энтальпии и тепловой эффект реакции. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (чаще всего теплоты). Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект химической реакции обычно относят к молю продукта реакции и большей частью выражают в килоджоулях. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ΔН. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается (ΔН < 0), а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается (ΔН > 0).

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то в этом случае энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ΔН°.

Определение тепловых эффектов может быть осуществлено опытным путем с помощью калориметра или путем вычислений. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса:тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии ΔН) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Часто в термохимических расчетах применяют следствиеиз закона Гесса:энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энтальпия реакции nА + mВ → рС + qD

рассчитывается по формуле

ΔН°_х.р. = (рΔ_f Н °С + qΔ_f Н°_D) − (nΔ_f Н°_А + mΔ_f Н°_B),

где Δ_f Н° – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартной энтальпией образования вещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ.

Выполнение работы

Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из трех стаканов – внешнего и двух внутренних. … В сухой внутренний стакан калориметра с помощью мерного цилиндра налить 25 мл… Требования к результатам работы

Таблица 3.1

Данные опыта и результаты расчетов

1. Изменение энтальпии реакции ∆Н по формуле ΔH = −V∙ρ∙c∙ΔТ, где V – общий объем раствора, мл; ρ – плотность раствора, г/мл; с –… 2. Тепловой эффект реакции нейтрализации ∆Н°нейтр.практ. в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1…

Примеры решения задач

При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. Б. 1.

Пример 3.1.Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена при нормальных условиях?

Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г).

Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл. Б.1, вычисляем тепловой эффект реакции:

,

DH°_х.р. = [2(–393,5) + (–241,8)] − [226,8 + 5½∙0] = –1255,6 кДж.

Термохимическими называются уравнения химических реакций, в которых указано изменение энтальпии. Изменение энтальпии (тепловой эффект) записывают в правой части уравнения после запятой.

Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г), DH°_х.р. = –1255,6 кДж.

Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С₂Н₂ выделяется 1255,6 кДж. Однако по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10/22,4 = 0,446 моль С₂Н₂, где 22,4 л/моль – мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С₂Н₂ выделится 0,446×(1255,6) = 560 кДж теплоты.

Пример 3.2. Реакция идет по уравнению Fe₂O₃ (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al₂O₃ (к).

При восстановлении 48 г Fe₂O₃ выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислить тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe₂O₃.

Решение. Число молей Fe₂O₃, содержащихся в 48 г Fe₂O₃, составляет 48/160 = 0,3 моль, где 160 г/моль – молярная масса Fe₂O₃. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен –256,1/0,3 =

= –853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции:

Fe₂O₃ (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al₂O₃ (к), DH°_х.р. = –853,8 кДж.

Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:

, отсюда находим : .

После подстановки справочных данных из табл. Б. 1 получаем:

= 2×0 – 1676 – 2×0 + 853,8 = –822,2 кДж/моль.

Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853,8 кДж, а составляет –822,2 кДж/моль.

Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж), ΔН°(1) = –187 кДж; (1) Н2О2 (ж) + Н2 (г) = 2Н2О (г), ΔН°(2) = –297 кДж; (2) Н2О (г) = Н2О (ж), ΔН°(3) = – 44 кДж, (3)

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG°х.р. = DH°х.р. – ТDS°х.р..

DG°₂₉₈ = 490,7 – 298×0,540 = +329,8 кДж;

DG°₁₀₀₀ = 490,7 – 1000×0,540 = –49,3 кДж.

Так как DG°₂₉₈ > 0, а DG°₁₀₀₀ < 0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 298 К.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б). Прямая или обратная реакция будет протекать при 298 К в системе 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)? Ответ обосновать, вычислив ∆G°х.р..

При сгорании 1 л С2Н4 при нормальных условиях выделяется 59,06 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования этилена.

Ответ: 52,3 кДж/моль).

б). Пользуясь значениями ΔН°_х.р. и ΔS°_х.р., вычислить ∆G° реакции при 298 К

С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г). (Ответ: –394,4 кДж).

А). Сожжены с образованием H2O (г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ: 5,2).

б). Исходя из стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислить ∆G°_х.р. для реакции, протекающей по уравнению Н₂ (г) + СО₂ (г) = СО (г) + Н₂О (ж). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? (Ответ: 20 кДж).

3.4. а). Вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена при нормальных условиях, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды. (Ответ: 9248,8 кДж).

б). Возможна ли при стандартных условиях реакция

4Al (к) + 3CO₂ (г) = 2Al₂O₃ (к) + 3C (к)?

Ответ обосновать, вычислив ∆G°_х.р..

3.5. а). Газообразный этиловый спирт С₂H₅OH можно получить при взаимодействии этилена С₂Н₄ (г) и водяных паров. Вычислить тепловой эффект этой реакции и написать термохимическое уравнение. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л этилена при нормальных условиях?

(Ответ: –45,8 кДж; 204,5 кДж).

б). Вычислить изменение энтропии реакции, протекающей по уравнению

С₂Н₄ (г) + 3О₂ (г) = 2СО₂ (г) + 2Н₂О (г). (Ответ: −29,6 Дж/К).

3.6. а). Вычислить, какое количество теплоты выделилось при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

(Ответ: 2554,5 кДж).

б). Рассчитать ∆G° реакции, протекающей по уравнению

N₂ (г) + 2H₂O (ж) = NH₄NO₂ (к),

и сделать вывод о возможности ее протекания. = 115,9 кДж/моль.

(Ответ: 590,5 кДж).

3.7. а). При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31,27 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования Са(ОН)₂.

(Ответ: –986,2 кДж/моль).

б). Вычислить DS° следующих реакций: С (графит) + СО₂ (г) = 2СО (г); С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г). (Ответ: 175,6 Дж/К; 3 Дж/К).

3.8. а). При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить стандартную энтальпию образования СuO. (Ответ: –162 кДж/моль).

б). Вычислить, при какой температуре наступит равновесие системы

СО (г) + 2Н₂ (г) ↔ СН₃ОН (ж). (Ответ: 386 К).

3.9. а). Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + СO₂ (г), ∆Н° = –19,2 кДж;

СO (г) + ½O₂ (г) = СO₂ (г), ∆Н° = –283 кДж;

H₂ (г) + ½O₂ (г) = H₂O (г), ∆Н° = –241,8 кДж.

(Ответ: 22 кДж).

б). Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (ж).

Вычислить ∆G°_х.р. и ∆S°_х.р. Объяснить уменьшение энтропии в результате этой реакции. (Ответ: −1235,3 кДж; −215,8 Дж/К).

3.10. а). Вычислить стандартную энтальпию образования NO из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH₃ (г) + 5О₂ (г) = 4NO (г) + 6Н₂О (ж), ∆Н° = –1168,80 кДж;

4NH₃ (г) + 3О₂ (г) = 2N₂ (г) + 6Н₂О (ж), ∆Н° = –1530,28 кДж.

(Ответ: 90,37 кДж).

б). При какой температуре наступит равновесие системы

СН₄ (г) + СО₂ (г) = 2СО (г) + 2Н₂ (г), ∆Н°_х.р. = +247,4 кДж.

(Ответ: 965,2 К).

3.11.а). Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению PbO₂ (к) + H₂ (г) = PbO (к) + H₂O (г), ∆Н°_х.р. = −182,5 кДж. Вычислить стандартную энтальпию образования PbO₂. (Ответ: −276,6 кДж/моль).

б). Вычислить, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению

PCl₅ (г) = PCl₃ (г) + Cl₂ (г), ∆Н°_х.р. = +92,4 кДж.

= 223 Дж/(моль∙К). (Ответ: 440 К).

3.12. а). Исходя из уравнения реакции горения ацетилена

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г), DH°_х.р. = –1255,6 кДж,

вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ С₂Н₂ при нормальных условиях. (Ответ: 56053,5 кДж).

б). Какой из карбонатов ВеСО₃, или СаСО₃ можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Вывод сделать, вычислив ∆G°_х.р..

= –944,8 кДж/моль; = –581,6 кДж/моль.

(Ответ: +31,2 кДж; –129,9 кДж).

3.13. а). Определить количество теплоты, выделившейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции

Р₂О₅ (к) + H₂O (ж) = 2HPO₃ (ж),

если тепловые эффекты реакции равны:

2Р (к) + 5½O₂ (г) = Р₂О₅ (к), ∆Н° = –1492 кДж;

2Р (к) + H₂ (г) + 3O₂ (г) = 2HPO₃ (ж), ∆Н° = –1964,8 кДж.

(Ответ: 65,8 кДж).

б). Рассчитать стандартную энтропию оксида железа (III), если известно изменение энтропии реакции, протекающей по уравнению

4FeO (к) + O₂ (г) = 2Fe₂O₃ (к), ∆S°_х.р. = –260,4 Дж/К.

(Ответ: 89,9 Дж/моль К).

3.14.а). Определить тепловой эффект реакции, протекающей по уравнению

PbO₂ (к) + СО (г) = PbO (к) + СO₂ (г).

(Ответ: −223,7 кДж).

б). Вычислить ∆Н°_х.р., ∆S°_х.р. и ∆G°_Т реакции, протекающей по уравнению

Fe₂O₃ (к) + 3Н₂ (г) = 2Fe (к) + 3Н₂O (г).

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ водородом при температурах 500 и 1500 К? (Ответ: 96,8 кДж; 138,8 Дж/К; 27,3 кДж; –111,7 кДж).

3.15. а). Определить стандартную энтальпию образования пентахлорида фосфора РСl₅ из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:

2Р + 3Сl₂ = 2РСl₃, ∆Н° = –554,0 кДж;

РСl₃ + Сl₂ = РСl₅, ∆Н° = –92,4 кДж.

(Ответ: –369,2 кДж/моль).

б). При какой температуре наступит равновесие системы

4HCl (г) + O₂ (г) = 2H₂O (г) + 2Cl₂ (г), ∆Н°_х.р. = –114,4 кДж.

= 223 Дж/моль∙К; = 186,7 Дж/(моль∙К)? (Ответ: 891 К).

3.16.а).Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СН₄ (г) и Н₂О (г), в результате которой образуются СО (г) и Н₂ (г). (Ответ: 206,2 кДж).

б). Рассчитать энергию Гиббса химических реакций, протекающих по уравнениям: CaO (к) + Н₂О (г) = Са(ОН)₂ (к);

Р₂О₅ (к) + 3Н₂О (г) = 2Н₃РО₄ (к),

и определить, какой из двух оксидов, CaO или Р₂О₅, при стандартных условиях лучше поглощает водяные пары. (Ответ: –65,5 кДж; –205,2кДж).

3.17.а). Определить стандартную энтальпию образования фосфина РН₃, исходя из уравнения 2РН₃ (г) + 4О₂ (г) = Р₂О₅ (к) + 3Н₂О (ж), DH°_х.р. = –2360 кДж.

(Ответ: 5,3 кДж/моль).

б). Вычислить значения ∆G°_х.р. следующих реакций восстановления оксида железа (III): Fe₂O₃ (к) + 3Н₂ (г) = 2Fe (к) + 3Н₂О (г);

2Fe₂O₃ (к) + 3С (к) = 4Fe (к) + 3СО₂ (г);

Fe₂O₃ (к) + 3СO (г) = 2Fe (к) + 3СО₂ (г).

Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?

(Ответ: +55 кДж; +298,4 кДж; –31,1 кДж).

3.18. а). При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Рассчитать тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислить энтальпию образования С₂Н₅ОН (ж).

(Ответ: −1234,8 кДж; –277,6 кДж/моль.).

б). Пользуясь значениями ∆Н°_х.р., ∆S°_х.р., вычислить ∆G° реакции, протекающей по уравнению PbO₂ + Pb = 2PbO. Определить, возможна ли эта реакция при 298 К. (Ответ: –157,3 кДж.).

3.19. а). При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитать энтальпию образования оксида фосфора (V). (Ответ: –1492 кДж.).

б). Какой из двух процессов разложения нитрата аммония наиболее вероятен при 298 К? NH₄NO₃ (к) → N₂O (г) + 2H₂O (г);

NH₄NO₃ (к) → N₂ (г) + ½O₂ (г) + 2H₂O (г).

Ответ обосновать, рассчитав ∆G°_х.р. (Ответ: –169,1 кДж; –273,3 кДж.).

3.20. а). Реакция горения метана протекает по уравнению

СН₄ (г) + 2О₂ (г) = СО₂ (г) + 2Н₂О (г).

Рассчитать тепловой эффект реакции и количество теплоты, которое выделится при сгорании 100 л метана при нормальных условиях.

(Ответ: –802,2 кДж; 3581,3 кДж).

б). Вычислить стандартную энергию Гиббса образования NH₃, исходя из значений энтальпии образования NH₃ и изменения энтропии (∆S°) реакции

N₂ (г) + 3Н₂ (г) = 2NH₃ (г). (Ответ: –16,7кДж/моль).

Лабораторная работа 4

Скорость химической реакции

 

Цель работы: изучить понятие «скорость реакции», зависимость скорости реакции от концентрации (закон действия масс) и температуры (правило Вант-Гоффа).

Задание: провести реакцию между тиосульфатом натрия и серной кислотой и установить зависимость скорости реакции от концентрации и температуры. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Скоростью реакции называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающего в реакцию или образующегося при реакции, за единицу времени.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. В общем случае для реакции

nA + mB = pАВ

зависимость скорости реакции от концентрации выражается уравнением

,

где k – константа скорости реакции; C_А и C_В – концентрации реагирующих веществ; n и m – коэффициенты перед веществами А и В.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: в гомогенной системе при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2−4 раза:

,

где V₂ и V₁ – скорость реакции при температурах t₂ и t₁; γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Выполнение работы

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S↓ + H2O. Признаком окончания реакции является помутнение раствора вследствие выделения… Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

Таблица 4.1

Данные опыта и результаты расчетов

1. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению V = 100/τ. 2. Выразить графически зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая на оси абсцисс…

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Первую пару пробирок (кислота – тиосульфат) и термометр поместить в стакан с водой комнатной температуры. Через 3–5 мин, когда растворы в пробирках… Для следующего определения в стакан подлить горячей воды так, чтобы… Требования к результатам опыта

Таблица 4.2

Данные опыта и результаты расчетов

1. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению V = 100/τ. 2. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции g, разделив

Примеры решения задач

Пример 4.1. Как изменится скорость реакции каждой из реакций:

2NO (г) + Cl₂ (г) = 2NOCl (г); (1);

СаО (к) + СО₂ (г) = СаСО₃ (к), (2),

если в каждой системе увеличить давление в 3 раза?

Решение. Реакция (1) гомогенная и, согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна ; реакция (2) гетерогенная, и ее скорость выражается уравнением . Концентрация веществ, находящихся в твердой фазе (в данной реакции СаО), не изменяется в ходе реакции, поэтому не включается в уравнение закона действия масс.

Увеличение давления в каждой из систем в 3 раза приведет к уменьшению объма системы в 3 раза и увеличению концентрации каждого из реагирующих газообразных веществ в 3 раза. При новых концетрациях скорости реакций рассчитываются по формулам:

(1) и (2).

Сравнивая выражения для скоростей V и V', находим, что скорость реакции (1) возрастает в 27 раз, а реакции (2) – в 3 раза.

Пример 4.2. Реакция между веществами А и В выражается уравнением

2А + В = D. Начальные концентрации составляют (моль/л): С_А = 5 , С_В = 3,5. Константа скорости равна 0,4. Вычислить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 60 % вещества А.

Решение. По закону действия масс . В начальный момент скорость V₁ = 0,4×5²×3,5 = 35. По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 60 % вещества А, т. е. концентрация вещества А станет равной 5×0,6 = 3 моль/л. Значит, концентрация А уменьшилась на 5−3 = 2 моль/л. Так как А и В взаимодействуют между собой в соотношении 2:1, то концентрация вещества В уменьшилась на 1 моль и стала равной 3,5 – 1 = 2,5 моль/л.

Следовательно, V₂ = 0,4×3²×2,5 = 9.

Пример 4.3. Через некоторое время после начала реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ концентрации веществ составляли (моль/л): = 0,06; = 0,12; = 0,216. Найти исходные концентрации NO и O₂.

Решение. Исходные концентрации NO и O₂ находим на основе уравнения реакции, согласно которому на образование 2 моль NO₂ расходуется 2 моль NO. По условию задачи образовалось 0,216 моль NO₂, на что израсходовалось 0,216 моль NO. Значит, исходная концентрация NO равна

= 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л.

По уравнению реакции на образование 2 моль NO₂ необходимо 1 моль О₂, а для получения 0,216 моль NO₂ требуется 0,216/2 = 0,108 моль О₂. Исходная концентрация О₂ равна = 0,12 + 0,108 = 0,228 моль/л.

Таким образом, исходные концентрации составляли:

= 0,276 моль/л; = 0,228 моль/л.

Пример 4.4. При 323 К некоторая реакция заканчивается за 30 с. Определить, как изменится скорость реакции и время ее протекания при 283 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Решение. По правилу Вант-Гоффа находим, во сколько раз изменится скорость реакции: .

Скорость реакции уменьшается в 16 раз. Скорость реакции и время ее протекания связаны обратно пропорциональной зависимостью. Следовательно, время протекания данной реакции увеличится в 16 раз и составит 30×16 = 480 с = 8 мин.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

Начальные концентрации реагирующих веществ были (моль/л): = 0,8; C CO = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию водорода увеличить до… (Ответ: увеличится в 5 раз). 4.2. Реакция разложения N2O идет по уравнению 2N2O = 2N2 + O2. Константа скорости реакции равна 5·10–4. Начальная…

Лабораторная работа 5

Катализ

 

Цель работы: изучить понятия «катализатор», «катализ», «катализ гомогенный и гетерогенный».

Задание: провести каталитическое разложение пероксида водорода. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Катализаторами называются вещества, увеличивающие скорость химических реакций, но сами остающиеся после нее химически неизменными. Явление изменения скорости реакции под воздействием катализаторов называется катализом.

Катализатор бывает гомогенный и гетерогенный. Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одном фазовом состоянии, то катализ называют гомогенным. Механизм гомогенного катализа объясняется возникновением при участии катализатора нестойких промежуточных соединений. При этом энергия активации понижается и активными становятся молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции без катализатора. Например, реакция

2SO₂ (г) + O₂ (г) → 2SO₃ (г)

протекает с малой скоростью. Для увеличения скорости реакцию проводят в присутствии катализатора NO, который с одним из реагентов, а именно с О₂, образует нестойкое промежуточное соединение NO₂, взаимодействующее в свою очередь с другим реагентом SO₂:

О₂ (г) + 2NO (г) → 2NO₂ (г)

2NO₂ (г) + 2SO₂ (г) → 2SO₃ (г) + 2NO (г)

О₂ (г) + 2SO₂ (г) → 2SO₃ (г).

Как видим, в суммарное уравнение реакции катализатор не входит, т.е. в результате реакции он не испытывает химическое превращение.

Если катализатор и взаимодействующие вещества находятся в разных фазовых состояниях, т. е. имеют границу раздела, то катализ называют гетерогенным. В этом случае катализаторами обычно являются твердые вещества, на поверхности которых реагируют жидкости или газы. Суммарная скорость реакции на твердом катализаторе зависит от площади его поверхности, поэтому для ускорения реакции применяют катализаторы с развитой поверхностью: тонко измельченные порошки или подложки (пористые угли, силикаты) с нанесенным тонким слоем катализатора. Гетерогенные каталитические реакции начинаются со стадии адсорбции, в результате которой разрываются или ослабляются химические связи в молекулах реагирующих веществ, и молекулы становятся активными.

Выполнение работы

Налить в пробирку 10 мл 30 %-го раствора (по массе) пероксида водорода. Опустить в пробирку, не касаясь раствора, тлеющую лучинку. Объяснить, почему… В коническую колбу налить 10 мл 0,01 М раствора молибдата натрия Na2MoO4 и… Требования к результату опыта

Примеры решения задач

Пример 5.1.Промышленная установка, работающая на ванадиевом катализаторе (V₂O₅), производит в сутки 30000 кг моногидрата H₂SO₄. Объем катализатора в установке 0,7 м³. Рассчитать активность катализатора.

Решение. Мерой активности катализатора является изменение скорости химической реакции в результате введения в систему катализатора. Количественно активность катализатора оценивается производительностью катализатора (A_k). Под производительностью катализатора подразумевают количество вещества, получающееся в единицу времени с единицы площади поверхности (S_k), массы (m_k) или объема (V_k) катализатора. Производительность катализатора равна

,

где m − масса получаемого вещества; τ − время протекания процесса.

Для определения производительности катализатора выразим время в часах:

A_k == 1785,7 кг/(м³∙час).

Таким образом, активность ванадиевого катализатора при получении моногидрата H₂SO₄ равна 1785,7 кг/(м³∙час).

Пример 5.2.Энергия активации некоторой реакции без катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25 °С?

Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через E_a, а с катализатором – через E_a^/, соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и k^/ . Для решения задачи используем преобразованное уравнение Аррениуса: .

Подставляя в это уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим

.

Окончательно находим k^//k = 2,5∙10⁴. Таким образом, снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению скорости реакции в 25 тысяч раз.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

5.2.Зависит ли значение энергии активации реакции в случае гетерогенного катализа от площади поверхности катализатора и от его структуры? 5.3.Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К, если… 5.4. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 К до 300 К скорость ее увеличится в 2…

Лабораторная работа 6

Химическое равновесие

 

Цель работы: изучить понятия «химическое равновесие», «смещение равновесия», факторы, влияющие на смещение равновесия, закон действия масс для обратимых процессов.

Задание: проделать опыты и определить, как влияет изменение концентрации реагирующих веществ и температуры на смещение равновесия. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Химическим равновесием называется такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Закон действия масс для обратимых процессов: в состоянии химического равновесия при постоянной температуре отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная. Она называется константой равновесияи обозначается К_с. Для реакции

nА + mВ рС + qD

константа равновесия имеет вид ,

где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации реагирующих веществ; n, m, p, q – коэффициенты перед веществами А, В, C, D.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия (концентрация, температура, давление), при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия.

При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции. При увеличении концентраций продуктов реакции и понижении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону обратной реакции. Например, в реакции

2СО + О₂ 2СО₂

увеличение концентраций СО, О₂ (исходные вещества) или уменьшение концентрации СО₂ (продукт реакции) приводит к смещению равновесия вправо. Увеличение концентрации СО₂ или понижение концентраций исходных веществ СО, О₂ смещает равновесие влево.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении – в направлении экзотермической реакции. Например, в равновесной системе

N₂ + O₂ 2NO, ∆Н°_х.р. = 180,5 кДж,

прямая реакция эндотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции, а понижение температуры – в сторону обратной реакции.

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние изменения концентрации на смещение равновесия

Для опыта удобно воспользоваться реакцией

Из веществ этой системы только роданид железа (III) Fe(SCN)3 окрашен в красный цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации можно легко заметить… Смешать в пробирке равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и… Требования к результатам опыта

Опыт 2. Влияние изменения температуры на смещение равновесия

2NO2 N2O4, ΔH° = –23 кДж. NO2 – газ бурого цвета, N2O4 – бесцветен. Изменение температуры позволяет… Один шар прибора опустить в стакан с холодной, а второй – в стакан с горячей водой. Наблюдать изменение интенсивности…

Примеры решения задач

Пример 6.1. При некоторой температуре в системе N₂ (г) + 3Н₂ (г) 2NH₃ (г) равновесные концентрации составляли (моль/л): [N₂] = 1,5; [H₂] = 1,7; [NH₃] = 2,6. Вычислить константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение.Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

.

Подставляя данные задачи, получаем .

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. Согласно уравнению реакции на образование 2 моль NH₃ расходуется 1 моль N₂. По условию задачи образовалось 2,6 моль NH₃, на что израсходовалось 1,3 моль N₂. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию: = 1,5 + 1,3 = 2,8 моль/л.

По уравнению реакции на образование 2 моль NH₃ необходимо 3 моль H₂, а для получения 2,6 моль NH₃ требуется 3×2,6/2 = 3,9 моль H₂. Исходная концентрация водорода = 1,7 + 3,9 = 5,6 моль/л. Таким образом, К_С = 0,92; исходные концентрации = 2,8, = 5,6 моль/л.

Пример 6.2. Реакция протекает по уравнению А + В D + F. Определить равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В, соответственно, равны 2 и 1,2 моль/л, а константа равновесия реакции К_С = 1.

Решение. Так как все вещества в данной реакции реагируют в одинаковых соотношениях, обозначим изменение концентрации всех реагирующих веществ через x. К моменту установления равновесия образовалось х моль D и х моль F и соответственно [D] = x; [F] = x. По уравнению реакции на столько же уменьшились концентрации А и В, т. е. [A] = 2 – x; [B] = 1,2 – x. Подставим равновесные концентрации в выражение константы равновесия:

; ; х = 0,75.

Отсюда равновесные концентрации равны: [D] = 0,75 моль/л; [F] = 0,75 моль/л;

[A] = 2 – 0,75 = 1,25 моль/л; [B] = 1,2 – 0,75 = 0,45 моль/л.

Пример 6.3. Реакция протекает по уравнению 2SO₂ + O₂ 2SO₃. В каком направлении сместится химическое равновесие, если объем системы уменьшить в 3 раза?

Решение. До изменения объема скорости прямой и обратной реакций выражались уравнениями:

; .

При уменьшении объема в 3 раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 3 раза. После увеличения концентрации скорость прямой реакции стала ,

т. е. возросла в 27 раз; а скорость обратной – , т. е. возросла в 9 раз. Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо).

Пример 6.4. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции А + В D, если повысить температуру на 30 °С? Температурные коэффициенты скорости прямой (γ₁) и обратной (γ₂) реакции равны соответственно 2 и 3.

Решение. При повышении температуры на 30° скорость прямой реакции возрастет в раз, а скорость обратной в раз. Так как скорость обратной реакции возросла в 27 раз, а скорость прямой в 8 раз, то равновесие этой реакции при повышении температуры сместится в сторону обратной реакции (влево).

Пример 6.5. Как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если в системе 2NO (г) + О₂ (г) 2NO₂ (г) уменьшить давление в 2 раза? Произойдет ли при этом смещение равновесия? Если да, то в какую сторону?

Решение. До уменьшения давления выражения для скорости прямой и обратной реакции имели вид ; .

При уменьшении давления в 2 раза концентрации каждого из реагирующих веществ уменьшаются в 2 раза, так как общий объем системы увеличивается в 2 раза. Тогда ;

.

В результате уменьшения давления скорость прямой реакции уменьшилась в 8 раз, а скорость обратной – в 4 раза. Таким образом, скорость обратной реакции будет в 2 раза больше, чем прямой, и смещение равновесия произойдет в сторону обратной реакции, т. е. в сторону разложения NO₂.

Пример 6.6. В каком направлении сместится равновесие реакции

COCl₂ ↔ СО + Cl₂, ∆H°_х.р. = +112,5 кДж

а) при повышении давления; б) с понижением температуры; в) при уменьшении концентрации хлора?

Решение. а). При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, при понижении давления – в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газа. В левой части приведенной реакции 1 молекула (COCl₂), а в правой – 2 (1 СО и 1 Cl₂), поэтому при повышении давления равновесие смещается в сторону обратной реакции.

б). При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, при повышении температуры – в сторону эндотермической. В нашем примере прямая реакция эндотермическая (∆H°_х.р. > 0), а обратная – экзотермическая, следовательно, при понижении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции. в). При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При уменьшении концентрации хлора (продукта реакции) равновесие сместится в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования продуктов реакции.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

(Ответ: 3,125; 1,4 моль/л). 6.2. Реакция протекает по уравнению АВ А + В. При некоторой температуре из 1… 6.3.Константа равновесия реакции N2O4 2NO2 равна 0,16 при 375 К. Равновесная концентрация NO2 равна 0,09 моль/л.…

Лабораторная работа 7

Определение концентрации раствора кислоты

Цель работы: изучить способы выражения концентрации растворов, научиться рассчитывать концентрацию растворов.

Задание: приготовить приблизительно 0,1 н. раствор соляной кислоты и установить нормальность и титр кислоты. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Один из методов определения концентрации растворов – объемный анализ. Он сводится к измерению объемов реагирующих веществ, концентрация одного из которых известна.

Такое измерение производится постепенным прибавлением одного раствора к другому до окончания реакции. Этот процесс называется титрованием. Окончание реакции определяется с помощью индикатора.

При определении объемов растворов целесообразно использовать следующие способы выражения концентрации растворов:

Молярная концентрация эквивалентов вещества Вили нормальность(с_эк (В) или н.) – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:

, моль/л,

где n_эк (В) – количество эквивалентов вещества В, моль; m_B – масса вещества В, г; М_эк (В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; V_р – объем раствора, л.

Массовая доля растворенного вещества В(ω_В) – отношение (обычно – процентное) массы растворенного вещества к массе раствора:

,

где m_B – масса вещества В, г; m_р – масса раствора, г.

Если выражать массу раствора через его плотность (ρ) и объем (V_р), то

.

Титр раствора вещества В(Т_В) показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 1 мл (см³) раствора:

, г/мл,

где m_B – масса растворенного вещества В, г; V_p – объем раствора, мл.

Титр также можно рассчитать по формуле

, г/мл,

где М_эк (В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; с_эк (В) – молярная концентрация эквивалентов, моль/л.

Выполнение работы

(Проводить в вытяжном шкафу!). Налить в цилиндр концентрированный раствор соляной кислоты и ареометром определить его плотность. По измеренной плотности по табл. Б. 2 найти массовую долю (%) кислоты в… , откуда m = сэк·Мэк (HCl)·V,

Таблица 7.1

Данные опыта и результаты расчетов

Вычислить: 1. Молярную концентрацию эквивалентов раствора кислоты по закону… сэк (HCl)∙V(HCl) = сэк (NaOH)∙V (NaOH),

Примеры решения задач

Пример 7.1. Водный раствор содержит 354 г H₃PO₄ в 1 л. Плотность раствора ρ = 1,18 г/мл. Вычислить: а) массовую долю (%) H₃PO₄ в растворе; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию эквивалентов; г) моляльность;

д) титр; е) молярные доли H₃PO₄ и Н₂О.

Решение. а). Для расчета массовой доли воспользуемся формулой

; .

б). Молярная концентрация вещества В или молярность(с_В или М) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:

, моль/л, (1)

где n_B – количество вещества В, моль; m_B – масса вещества В, г; М_В – молярная масса вещества В, г/моль; V_р – объем раствора, л.

Молярная масса H₃PO₄ равна 98 г/моль. Молярную концентрацию раствора находим из соотношения (1):

= 3,61 моль/л.

в). Молярную концентрацию эквивалентов рассчитываем по формуле . Молярная масса эквивалентов H₃PO₄ равна 32,7 г/моль. = 10,83 моль/л.

г). Моляльная концентрация вещества В или моляльность(с_m(B)) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:

, моль/кг, (2)

где n_В – количество вещества В, моль; m_B – масса вещества В, г; m_S – масса растворителя, г; М_В − молярная масса вещества В, г/моль.

Для определения моляльности по формуле (2) необходимо рассчитать массу растворителя в растворе. Масса раствора составляет 1,18∙1000 = 1180 г.

Масса растворителя в растворе m_S = 1180 – 354 = 826 г.

Моляльная концентрация раствора равна

= 4,37 моль/кг.

д). Титр раствора можно рассчитать по формулам:

; = = 0,354 г/мл,

; = 0,354 г/мл,

; = 0,354 г/мл.

е). Молярная (мольная) доля вещества В(х_В), безразмерная величина – отношение количества данного вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель.

Если раствор состоит из одного растворенного вещества и растворителя, то молярная доля вещества (х_В) равна

, (3)

а молярная доля растворителя (x_S)

, (4)

где n_B – количество растворенного вещества, моль; n_S – количество вещества растворителя, моль.

Сумма молярных долей всех веществ раствора равна единице.

В 1 л раствора содержится 3,61 моль H₃PO₄ (см. пункт б). Масса растворителя в растворе 826 г, что составляет = 45,9 моль.

Молярные доли H₃PO₄ и Н₂О рассчитываем по формулам (3) и (4):

0,073;

0,927.

Пример 7.2. Сколько миллилитров 50 %-го раствора HNO₃, плотность которого 1,32 г/мл, требуется для приготовления 5 л 2 %-го раствора, плотность которого 1,01 г/мл?

Решение. При решении задачи пользуемся формулой

.

Сначала находим массу азотной кислоты в 5 л 2 %-го раствора:

101 г.

Чтобы ответить на вопрос задачи, надо определить, в каком объеме раствора с массовой долей HNO₃ 50 % содержится 101 г HNO₃:

= 153 мл.

Таким образом, для приготовления 5 л 2 %-го раствора HNO₃ требуется 153 мл 50 %-ного раствора HNO₃.

Пример 7.3. На нейтрализацию 50 мл растворакислоты израсходовано 25 мл 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то можно написать

V_A∙н. (А) = V_B∙н. (B);

50∙н. (кислоты) = 25∙0,5, отсюда

н. (кислоты) = 0,25 н..

Следовательно, для реакции был использован 0,25 н. раствор кислоты.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

7.2. Вычислить молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов 20 %-го раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/мл. (Ответ: 2,1 М; 4,2 н.). 7.3. Сколько моль HNO3 содержится в 250 мл раствора с массовой долей кислоты 30 % и плотностью, равной 1,18 г/мл?…

Лабораторная работа 8

Реакции в растворах электролитов

 

Цель работы: изучить понятия «электролиты», «электролитическая диссоциация», рассмотреть кислоты, основания, амфотерные электролиты, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации, отличать сильные и слабые электролиты, научиться составлять ионно-молекулярные уравнения.

Задание: провести реакции обмена в растворах электролитов, выполнить требования к результатам опытов и оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HNО₂ H⁺ + NО₂^‾.

Основания – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:

NH₄OH NH₄⁺ + OH^‾.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Cr(OH)₃.

Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой:

2H⁺ + BeO₂²⁻ Be(OH)₂ Be²⁺ + 2OH^‾.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2‾;

средняя соль

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^‾;

кислая соль

CuOHCl CuOH⁺ + Cl^‾.

основная соль

Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые

соли, кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄), щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабые электролиты – это вещества, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: H₂O, NH₄OH; некоторые соли; кислоты CH₃COOH, HF, HNO₂, HCN, HClO, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄; все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)₂, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, порядок составления которых следующий:

а) записывают молекулярное уравнение реакции и в обеих частях уравнения подчеркивают вещества, которые не будут полностью диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃;

б) составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты полностью на ионы не диссоциируют, поэтому в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде:

Ag⁺ + NO₃^‾ + K⁺ + Cl^‾ = AgCl↓ + K⁺ + NO₃^‾;

в) составляют краткое ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Ag⁺ + Clˉ = AgCl↓.

Реакции обмена в растворах сильных электролитов протекают до конца

или практически необратимо, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

· нерастворимые (↓):

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

3Ca²⁺ + 6Cl‾ + 6Na⁺ + 2PO₄^3- = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6Na⁺ + 6Cl^‾

3Ca²⁺ + 2PO₄^3- = Ca₃(PO₄)₂↓;

· газообразные (↑):

2HCl + Na₂S = H₂S↑ + 2NaCl

2H⁺ + 2Cl^‾ + 2Na⁺ + S^2- = H₂S↑ + 2Na⁺ +2Cl^‾

2H⁺ + S^2- = H₂S↑;

· малодиссоциирующие (слабые электролиты):

H₂SO₄ + 2KNO₂ = 2HNO₂ + K₂SO₄

2H⁺ + SO₄²⁻ + 2К⁺ + 2NO₂^‾ = 2HNO₂ + 2K⁺ + SO₄²⁻

H⁺ + NO₂^‾ = HNO₂.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.

Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой – слабый электролит. Такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциировааных веществ. Так, равновесие в системе

Mg(OH)₂↓ + 2HCl MgCl₂ + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ + 2Cl^‾ Mg²⁺ + 2Cl^‾ + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ Mg²⁺ + 2H₂O

смещено вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.

Выполнение работы

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот

Требования к результатам опыта 1. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия мрамора… 2. Сделать вывод, от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа. В растворе какой кислоты концентрация…

Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка

Налить в три пробирки по 1–2 мл сульфата магния, хлорида железа (III), сульфата меди (II) и прибавить в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдать образование осадков, отметить цвет. Осадки сохранить для следующего опыта.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).

Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита

К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов магния, железа, и меди прилить раствор соляной кислоты до полного их растворения.

Требования к результатам опыта

1. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).

2. Объяснить растворение осадков в кислоте.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа

Налить в пробирку 1–2 мл раствора карбоната натрия, прилить в нее раствор соляной кислоты. Наблюдать выделение газа.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия Na₂CO₃ с HCl.

Опыт 5. Амфотерные электролиты

В одну пробирку налить 2–3 мл раствора хлорида цинка, другую – столько же сульфата хрома (III). Затем в каждую пробирку добавить разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом случае осадки разделить на две пробирки. В одну из пробирок прилить раствор соляной кислоты, а в другую – раствор щелочи до растворения осадков.

Требования к результатам опыта

1. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков Zn(OH)₂ и Cr(OH)₃.

2. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов цинка и хрома (III) в кислоте и щелочи.

3. Записать уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.

Примеры решения задач

Пример 8.1.Составить молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O;

H₃PO₄ + 3OH⁻ = PO₄³⁻ + 3H₂O;

HCO₃⁻ + OH⁻ = CO₃²⁻ + H₂O.

Решение.В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O;

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O;

KHCO₃ + KOH = K₂CO₃ + H₂O.

При выполнении подобных заданий следует пользоваться табл. Б.3.

Пример 8.2.Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, подтверждающие амфотерный характер гидроксида свинца.

Решение. Амфотерные электролиты могут диссоциировать по типу кислоты и основания, поэтому Pb(OH)₂ может растворяться как в кислоте, проявляя свойство основания, так и в щелочи, проявляя свойства кислоты.

Как основание: Pb(OH)₂ + 2HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

Pb(OH)₂ + 2H⁺ = Pb²⁺ + 2H₂O.

Как кислота: Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Pb(OH)₄]

Pb(OH)₂ + 2OH^‾ = [Pb(OH)₄]²⁻.

Схема диссоциации Pb(OH)₂:

2H⁺ + [Pb(OH)₄]²⁻ Pb(OH)₂ + 2H₂O [Pb(H₂O)₂]²⁺ +2OH^‾.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

в) Na2SiO3 и H2SO4; г) CaCO3 и HNO3. 8.2. Составить по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются… а) Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3; б) H+ + OH− = H2O; в) Cu2+ + S2− = CuS.

Лабораторная работа 9

Гидролиз солей

 

Цель работы: изучить понятие «гидролиз», рассмотреть типы гидролиза солей, научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.

Задание: определить рН среды в растворах различных солей, выявить влияние концентрации растворов и температуры на смещение равновесия гидролиза. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.

Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H⁺ или OH^‾ из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^‾. В растворе накапливаются ионы H⁺ или ОН^‾, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO₃, K₂SO₄, BaCl₂, LiNO₃), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH~7

Можно выделить три типа гидролиза:

1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH₃COOK, KNО₂, Na₂CO₃, Cs₃PO₄). В этом случае анион слабой кислотысвязывается с иоными Н⁺ из воды с образованием слабого электролита.

В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО₂. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО₂. При растворении в воде KNО₂ полностью диссоциирует на ионы K⁺ и NО₂^‾. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОH^‾ воды, так как KOH – сильный электролит. Анионы же NО₂^‾ связывают ионы H⁺ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО₂ и гидроксид-ионы OH^‾.

Порядок составление уравнений гидролиза следующий:

а) записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н⁺ или ОН⁻) слабый электролит:

KNO₂ = K⁺ + NO₂⁻;

б) составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:

NO₂⁻ + НОН HNO₂ + OH⁻ pH > 7;

в) составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере – это катионы калия:

K⁺ + NО₂^‾ + H₂O HNО₂ + K⁺ + OH^‾;

г) составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:

KNО₂ + H₂O HNО₂ + KOH.

Продукты гидролиза – слабая кислота HNО₂ и гидроксид калия КОН.

Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени, что приводит к образованию кислых солей:

Na₂S = 2Na⁺ + S²⁻

S²⁻ + НOН HS^‾ + OH^‾ pH > 7

2Na⁺ + S^2- + H₂O Na⁺ + HS^‾ + Na⁺ + OH^‾

Na₂S + H₂O NaHS + NaOH.

Продуктами гидролиза является кислая соль NaHS и гидроксид натрия NaOH.

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH₄Cl, CuSO₄, FeCl₃, AlCl₃, Pb(NO₃)₂, ZnSO₄). В этом случае катион слабого основаниясвязывается с ионами ОН⁻ из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:

ZnSO₄ = Zn²⁺ + SO₄²⁻

Zn²⁺ + HOН ZnOH⁺ + H⁺ рН < 7

2Zn²⁺ + 2SO₄²⁻ + 2H₂O 2ZnOH⁺ + SO₄²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻

2ZnSO₄ + 2H₂O (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Продуктами гидролиза являются основная соль (ZnOH)₂SO₄ и серная кислота H₂SO₄.

3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄NO₂, Al₂S₃, Fe(CH₃COO)₃, NH₄CH₃COO, NH₄CN). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например:

NH₄CH₃COO = NH₄⁺ + CH₃COO^‾

NH₄⁺ + HOН NH₄OH + H⁺

CH₃COO^‾ + HOН CH₃COOH + ОН⁻

NH₄⁺ + CH₃COO^‾ + H₂O NH₄OH + CH₃COOH

NH₄CH₃COO + H₂O NH₄OH + CH₃COOH.

Продуктами гидролиза являются слабая кислота CH₃COOH и слабое основание NH₄OH. Среда после гидролиза близка к нейтральной, pH ~ 7.

Как правило, гидролиз – обратимый процесс. В первых двух случаях равновесие сильно смещено влево – в сторону малодиссоциированных молекул воды, в третьем – вправо, в сторону образования продуктов гидролиза – двух слабых электролитов.

Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr₂S₃ при смешивании растворов CrCl₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газообразный H₂S:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 6NaCl + 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.

Выполнение работы

На полоски универсальной индикаторной бумаги нанести по капле раствора хлорида натрия NaCl, сульфата меди CuSO4, нитрата свинца Pb(NO3)2, карбоната… Требования к результатам опыта 1. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей, указать рН среды. В случае…

Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора

Требования к результатам опыта 1. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакции… 2. Сделать вывод о смещении равновесия при разбавлении раствора и добавлении кислоты.

Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры

Требования к результатам опыта 1. Составить сокращенное, полное ионное и молекулярное уравнение реакции… 2. Сделать вывод о смещении равновесия при изменении температуры.

Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде: CuSO4 + Na2CO3 + H2O = … ;

Примеры решения задач

Пример 9.1.Какие продукты получатся при смешивании растворов AlCl₃ и Na₂S? Составить ионно-молекулярные и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль AlCl₃ гидролизуется по катиону, а Na₂S – по аниону:

Al³⁺ + H₂O ↔ AlOH²⁺ + H⁺,

S²⁻ + H₂O ↔ HS^‾ + OH^‾.

Гидролиз приведенных солей обычно ограничиваются первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы H⁺ и OH^‾ связываются в молекулы слабого электролита H₂O, сдвигая гидролитическое равновесие вправо. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования Al(OH)₃ и H₂S. Ионно-молекулярные и молекулярное уравнения имеют следующий вид:

Al³⁺ + 3S²⁻ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

2Al³⁺ + 6Cl⁻ + 6Na⁺ +3S²⁻ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6Na⁺ + 6Cl⁻

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

Таким образом, продуктами гидролиза являются Al(OH)₃ и H₂S.

Пример 9.2. К раствору Na₂CO₃ добавили следующие вещества: а) HCl;

б) NaOH; в) Cu(NO₃)₂; г) K₂S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение. Карбонат натрия Na₂CO₃ – соль слабой кислоты и сильного основания гидролизуется по аниону: СО₃²⁻ + Н₂О НСО₃⁻ + ОН⁻ (1)

Чтобы усилить гидролиз соли, нужно удалить ионы ОН⁻ и таким образом сместить равновесие (1) вправо. Этого можно достигнуть добавлением в раствор Na₂CO₃ веществ, растворы которых содержат ионы Н⁺. Ионы Н⁺ свяжут ионы ОН⁻ из (1) в молекулы слабого электролита Н₂О, в результате чего равновесие (1) смесится вправо и гидролиз усилится. В нашей задаче такими веществами являются кислота HCl (HCl → Н⁺ + Cl⁻) и соль Cu(NO₃)₂, содержащая ионы Н⁺ вследствие ее гидролиза по катиону Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

9.2. К раствору Cr2(SO4)3 добавили раствор K2S. Объяснить причину образования осадка и выделения газа. Составить молеклярное и ионно-молекулярные… 9.3. Какие из солей: Na2SO4, К2SO3, NH4CN, LiCl, Fe2(SO4)3 подвергаются… 9.4. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза, происходящего при сливании…

Лабораторная работа 10

Коллоидные растворы

Цель работы: изучить основные понятия коллоидной химии «дисперсность, коллоидный раствор, дисперсная фаза, дисперсионная среда, коллоидная частица, мицелла, коагуляция, седиментация, пептизация»; получение коллоидных растворов; научиться составлять схемы мицелл.

Задание: получить коллоидные растворы гидроксида железа (III) методоми конденсации и диспергирования осадка Fe(OH)₃. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Системы, в которых одно вещество распределено в мелкораздробленном состоянии в среде другого, называются дисперсными. Раздробленное (распределенное вещество) называется дисперсной фазой, а среда, в которой распределена дисперсная фаза – дисперсионной средой.Дисперсные системы с размером частиц дисперсной фазы от 1 до 100 нм называются коллоидными растворамиили золями.

Дисперсная фаза в коллоидном растворе (или золе) представлена коллоидными частицами, в состав которых входят ядро, зарядообразующие ионы и противоионы. Зарядообразующие ионы могут быть положительно или отрицательно заряженными, поэтому и коллоидные частицы имеют либо положительный, либо отрицательный заряд. Заряженные коллоидные частицы притягивают к себе молекулы Н₂О из дисперсионной среды; так создается гидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.

Примерный состав коллоидных частиц золей Sb₂S₃ и Fe(OH)₃ можно выразить следующими формулами:

[(mSb₂S₃)·nHS⁻·(n-x)H⁺·yH₂O]^{x- ;}

[(mFe(OH)₃·nFe³⁺·3(n-x)Cl⁻·yH₂O]^3x+.

Противоионы Н⁺ или Cl^-, которые входят в состав коллоидных частиц, называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной среде.

Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды (гидратированных свободных противоионов) называют мицеллой. Мицеллу считают структурной единицей коллоидного раствора. Формулы

{[(mSb₂S₃)·nHS^-·(n-x)H⁺·yH₂O]^x−+ xH⁺·zH₂O},

{[(mFe(OH)₃·nFe³⁺·3(n-x)Cl⁻·yH₂O]^3x+ + 3xCl⁻·zH₂O}⁰

выражают примерный состав мицелл золей сульфида сурьмы и гидроксида
железа.

Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между группой дисперсности, характерной для взвеси и молекулярной, характерной для истинных растворов. Поэтому коллоидные растворы получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100 нм), либо из взвеси путем дробления грубодисперсных частиц также до определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают конденсационные методы (укрупнение частиц) и метод диспергирования(дробление частиц).

Конденсация частиц молекулярной дисперсности может происходить в процессе гидролиза солей некоторых поливалентных металлов, например, FeCl₃. Гидролиз иона Fe³⁺ протекает по ступеням:

Fe³⁺ + H₂O = FeOH²⁺ + H⁺

FeOH²⁺ + H₂O = Fe(OH)₂⁺ + H⁺

Fe(OH)₂⁺ + H₂O = Fe(OH)₃ + H⁺.

Гидроксид железа Fe(OH)₃ не выпадает в осадок, т.к. степень гидролиза FeCl₃ по третьей ступени мала.

Зарядообразующими ионами в процессе образования золя могут быть Fe³⁺, FeOH²⁺ , Fe(OH)₂⁺ , а противоионами − Cl⁻ .

Примером получения золей методом диспергирования может служить получение коллоидного раствора Fe(OH)₃ путем химического дробления осадка гидроксида железа (III), называемого пептизацией. Пептизатором может быть электролит с одноименным ионом, входящим в состав осадка, например, FeCl₃.

Добавление пептизатора к небольшому количеству осадка в водной среде приводит к тому, что ионы Fe³⁺ проникают в глубь осадка и разрыхляют его, постепенно дробя до коллоидной дисперсности. Дробление называют химическим потому, что ионы непросто проникают в осадок, а, взаимодействуя с его частицами, образуют дисперсную фазу положительного заряда. Ионы Fe³⁺ являются зарядообразующими в составе коллоидных частиц получающегося золя, а ионы Cl⁻ противоионами.

Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими, кинетическими и электрическими свойствами (специфика связана с размерами и зарядом коллоидных частиц) и характеризуются высокой кинетической и агрегативной устойчивостью.

Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперсной фазы, их слипанию. Этот процесс называют коагуляцией. Коагуляция вызывает нарушение кинетической устойчивости системы, которая приводит к образованию осадка (коагулята). Этот процесс называют седиментацией.

Примерный состав коагулята золей сульфида сурьмы и гидроксида железа выражают формулами:

[(mSb₂S₃)·nHS⁻·nH⁺]⁰;

[(mFe(OH)₃·nFe³⁺·3nCl⁻]⁰.

Выполнение работы

Пробирку заполнить водой (примерно до половины ее объема) и поставить в горячую водяную баню. Через 5–7 минут внести в пробирку 2–3 капли… Требование к результатам опыта Указать состав ядра коллоидной частицы полученного золя, состав коллоидной частицы, состав мицеллы.

Примеры решения задач

Пример 10.1. Золь иодида серебра получен при добавлении к раствору AgNO₃ избытка KI. Определить заряд частиц полученного золя и написать формулу его мицеллы.

Решение. При смешивании растворов AgNO₃ и KI протекает реакция

AgNO₃ + KI (изб.) = AgI + KNO₃.

Ядро коллоидной частицы золя иодида серебра состоит из агрегата молекул (mAgI) и зарядообразующих ионов I^‾, которые находятся в растворе в избытке и обеспечивают коллоидным частицам отрицательный заряд. Противоионами являются гидратированные ионы калия. Формула мицеллы иодида серебра имеет вид {[(mAgI)·nI^‾·(n-x)К⁺·yH₂O]^x− + xК⁺∙zH₂O}⁰.

Пример 10.2.Золь кремневой кислоты был получен при взаимодействии растворов K₂SiO₃ и HCl. Написать формулу мицеллы золя и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к катоду.

Решение. Образование золя кремневой кислоты происходит по реакции

K₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2KCl.

Чтобы двигаться к катоду (отрицательному электроду) противоионы должны иметь положительный заряд, а коллоидные частицы золя должны быть заряжены отрицательно. На электронейтральном агрегате частиц (mH₂SiO₃) адсорбируются ионы элемента, входящего в состав ядра. Таковыми являются ионы HSiO₃^‾, которые образуются в результате гидролиза соли K₂SiO₃:

K₂SiO₃ + H₂O KHSiO₃ + KOH или в ионной форме

SiO₃²⁻ + H₂O HSiO₃^‾ + OH^‾.

Ионы HSiO₃^‾, адсорбируясь на поверхности частиц золя кремниевой кислоты, сообщают им отрицательный заряд. Противоионами являются гидратированные ионы водорода H⁺. Формула мицеллы золя кремневой кислоты

{[(mH₂SiO₃) ·nHSiO₃^‾·(n-x)H⁺∙yH₂O]^x− + xH⁺∙zH₂O}.

Так как коллоидные частицы золя кремневой кислоты заряжены отрицательно за счет ионов HSiO₃^‾, то, следовательно, в избытке был взят K₂SiO₃.

Пример 10.3. Какого из веществ, K₂SO₄ или KCl, потребуется меньше, чтобы вызвать коагуляцию коллоидного раствора гидроксида железа (II), полученного по реакции FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaCl?

Решение. Из формулы коллоидной частицы золя гидроксида железа (II) [(mFe(OH)₂·nFe²⁺ 2(n-x)Cl^‾∙yH₂O]^2x+ видно, что частицы золя имеют положительный заряд. Коагуляцию золя вызывает тот из ионов прибавленного электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидной частицы. В данной задаче – это ионы SO₄²⁻ и Cl‾. Коагулирующая способность иона определяется его зарядом – чем больше заряд иона, тем больше его коагулирующая способность. Заряд иона SO₄²⁻ больше заряда иона Cl‾, поэтому, чтобы вызвать коагуляцию коллоидного раствора гидроксида железа (II), раствора K₂SO₄ потребуется меньше, чем раствора KCl.

Пример 10.4. Составить схему строения мицеллы золя гидроксида меди (II) в растворе хлорида меди.

Решение. В состав мицеллы гидроксида меди входят: агрегат молекул (mCu(OH)₂), адсорбированный слой, состоящий из зарядообразующих ионов меди Cu²⁺ и гидратированных противоионов хлора, и диффузный слой гидратированных противоионов хлора. Схема строения мицеллы гидроксида меди

{[(mCu(OH)₂·nCu²⁺ 2(n-x)Cl‾∙yH₂O]^2x+ + 2xCl‾∙zH₂O}.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

10.2.Какой из солей: Ca(NO3)2, NaNO3 или Al(NO3)3 потребуется меньше для коагуляции золя хлорида серебра? 10.3. Составить схему строения мицеллы золя сульфата бария в растворе сульфата… 10.4. Образование золя сульфата бария происходит по реакции

Лабораторная работа 11

Окислительно-восстановительные реакции

Задание: провести опыты и выявить влияние реакции среды на ОВР с участием перманганата калия; опытным путем определить…

Теоретическое введение

Окислительно-восстановительныминазываются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента.

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно.

Окислителями называются вещества (атомы, ионы или молекулы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями – вещества, отдающие электроны. Окислителями могут быть атомы галогенов и кислород, положительно заряженные ионы металлов (Fe³⁺, Au³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺, Ag⁺), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, NaBiO₃ и др.), атомы неметаллов в положительной степени окисления (HNO₃, концентрированная H₂SO₄, HClO, HClO₃, KClO₃, NaBrO и др.).

Типичными восстановителями являются почти все металлы и некоторые неметаллы (углерод, водород) в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов (S²⁻, I^‾, Br^‾, Cl^‾ и др.), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺, Mn²⁺, Cu⁺ и др.).

Соединения, содержащие элементы в максимальной или минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄, PbO₂), или только восстановителями (KI, Na₂S, NH₃). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции, оно может быть либо окислителем, либо восстановителем. Например, нитрит калия KNO₂, содержащий азот в степени окисления +3, пероксид водорода H₂O₂, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка:

а) написать формулы исходных веществ. Определить степень окисления элементов, которые могут ее изменить, найти окислитель и восстановитель. Написать продукты реакции;

б) составить уравнения процессов окисления и восстановления. Подобрать множители (основные коэффициенты) так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении;

в) расставить коэффициенты в уравнении реакции

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ = Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰ + K₂SO₄ + 7H₂O

ок-ль восст-ль среда

S^-2 – 2ē → S⁰ ½3 − окисление

2Cr⁺⁶ + 6ē → 2Cr⁺³ ½1 − восстановление

Характер многих окислительно-восстановительных реакций зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего используют разбавленную серную кислоту, для создания щелочной – растворы гидроксидов натрия или калия.

Различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Межмолекулярныеокислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе разных веществ. Рассмотренная выше реакция относится к этому типу. К внутримолекулярным относятся реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в одном и том же веществе.

2KCl⁺⁵O₃⁻² = 2KCl⁻¹ + 3O₂⁰

ок-ль в-ль

Сl⁺⁵ + 6ē → Cl⁻ ½2 − восстановление

2O⁻² – 4ē → O₂⁰ ½3 − окисление

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

ок-ль

в-ль

Mn⁺⁶ – ē → Mn⁺⁷ ½2 −окисление

Mn⁺⁶ + 2ē → Mn⁺⁴ ½1 −восстановление

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

В каждую пробирку добавить по 2–3 мл свежеприготовленного раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметить наблюдения, учитывая, что фиолетовая окраска… Требования к результатам опыта: 1. Написать уравнения реакций. В каждой реакции указать окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и…

Опыт 3. Реакция диспропорционирования

Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в… 2. Сделать общий вывод, какие вещества могут участвовать в реакциях диспропорционирования.

Примеры решения задач

Пример 11.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К₂Cr₂O₇ и ионе (СrО₂)⁻.

Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H₂, Br₂, S, O₂, равна нулю.

Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:

1. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H₂⁺¹O₂^–1, Na₂⁺¹O₂^–1 и фторид кислорода О⁺²F₂.

2. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na⁺¹H^-1.

3. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) (+2); фтор (–1).

4. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:

1) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2):

К₂⁺¹Сr₂^хO₇^–2;

2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:

К₂⁺¹Сr₂^х O₇^–2; 2(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0; x = + 6.

Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:

(Сr^хО₂⁻²)⁻; x + 2 (–2) = –1; x = + 3.

Пример 11.2.Исходя из степени окисления азота в соединениях NH₃, KNO₂, KNO₃, определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях степени окисления азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N^-3H₃ – только восстановитель, KN⁺³O₂ – и окислитель и восстановитель, KN⁺⁵O₃ – только окислитель.

Пример 11.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H₂S; б) MnO₂ и HCl; в) MnO₂ и NaBiO₃?

Решение.а) в HBr с.о. (Br) = –1 (низшая), в H₂S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO₂ с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO₂ является окислителем;

в) в MnO₂ с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в NaBiO₃ с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO₂ в этом случае будет восстановителем.

Пример 11.4.Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют: KMn⁺⁷O₄+ KN⁺³O₂+H₂SO₄ ® Mn⁺²SO₄+ KN⁺⁵O₃ +K₂SO₄+H₂O.

ок-ль восст-ль среда

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:

N⁺³ – 2ē → N⁺⁵ 5 окисление

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 2 восстановление

Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его

восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь следующий вид:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Пример 11.5.Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам: а) Mg + HNO₃ (разб.) ® Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O;

б) KClO₃ ® KCl + O₂; в) К₂MnO₄ + H₂О ® КMnO₄ + MnO₂ + KOH.

В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:

4Mg⁰ + 10HN⁺⁵O₃ = 4Mg⁺²(NO₃)₂ +N⁻³H₄NO₃ +3H₂O (1)

в-ль ок-ль, среда

Mg⁰ – 2ē → Mg⁺² 4 окисление

N⁺⁵ + 8ē → N^–3 1 восстановление;

2KCl⁺⁵O₃^–2 = 2KCl^–1 + 3O₂⁰ (2)

ок-ль в-ль

2O^–2 – 4ē → O₂⁰ 3 окисление

Cl⁺⁵ + 6ē → Cl^–1 2 восстановление;

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4КОН (3)

в-ль,

ок-ль

Mn⁺⁶ –1ē →Mn⁺⁷ 2 окисление

Mn⁺⁶ + 2ē → Mn⁺⁴ 1 восстановление.

Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент − марганец, значит, это реакция диспропорционирования.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: NaI + NaIO3+ H2SO4 ® I2+ Na2SO4 + H2O. Определить тип окислительно-восстановительной реакции. 11.2. Реакции выражаются схемами:

Лабораторная работа 12

Коррозия металлов

 

Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии.

Задание: провести опыты и выявить влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте; роль оксидной пленки в ослаблении коррозии; защитные свойства катодных и анодных покрытий. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный – окисление металла:

М – nē → Mⁿ⁺ ,

катодный – восстановление окислителя:

Ox + nē → Red.

Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O₂ воздуха и ионы H⁺ электролита. Восстановление на катоде молекул О₂ и ионов Н⁺ протекает по уравнениям:

O₂ + 2H₂O + 4= 4OH^‾ − в щелочной или нейтральной среде,

2H⁺ + 2= H₂ − в кислой среде.

Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в присутствии электролита – соляной кислоты – возникает гальванический элемент:

(анод) (−) Fe | HCl | Cu (+) (катод)

и происходит электрохимическая коррозия.

На аноде идет процесс окисления: Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

На катоде – процесс восстановления: 2H⁺ + 2ē = H₂

В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент (−) Fe | H₂O, О₂ | Cu (+) и процесс коррозии выражается уравнениями:

на аноде Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

на катоде O₂ + 2H₂O + 4ē = 4OH^‾

2Fe + O₂ + 2H₂O = 2Fe(OH)_2.

Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃. Далее Fe(OH)₃ частично теряет воду и превращается в ржавчину.

Одним из важнейших методов защиты металлов от коррозии являются защитные покрытия металлов, которые изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа (анодное покрытие) будет разрушаться хром: (−) Cr | HCl | Fe (+)

на аноде Cr⁰ − 3ē = Cr³⁺

на катоде 2H⁺ + 2ē = H_2.

В случае никелированного железа (катодное покрытие) разрушается железо: (−) Fe | HCl | |Ni (+)

на аноде Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

на катоде 2H⁺ + 2ē = H_2.

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте

Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой. 2. Составить схему гальванической пары, возникающей при контакте цинка с медью. Написать уравнения электродных и…

Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии

Амальгамированный алюминий ополоснуть водой и оставить на воздухе. Через некоторое время наблюдать образование продукта коррозии – рыхлых хлопьев… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с Hg(NO3)2.

Примеры решения задач

В узлах кристаллической решетки металлов расположены атомы и положительно заряженные ионы. Между узлами перемещаются валентные электроны. Эти электроны не имеют связи с отдельными ионами, а являются общими, принадлежащими всем ионам металла.

Если погрузить металл в воду или раствор его соли, то часть ионов металла, находящихся на поверхности, взаимодействует с полярными молекулами воды и переходит в раствор в виде гидратированных ионов. Вследствие этого раствор вблизи поверхности металла заряжается положительно, а на самом металле создается избыток электронов, придающих металлу отрицательный заряд.

Таким образом, на границе металл – раствор образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала. Разность потенциалов, которая возникает на границе металл – раствор, называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно. Поэтому электродные потенциалы определяют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят за ноль.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом называется стандартным электродным потенциалом металла. Обозначается j⁰, измеряется в вольтах (В). Значения некоторых стандартных электродных потенциалов приведены в табл. Б.4.

Расположенные в порядке увеличения стандартного электродного потенциала металлы образуют ряд напряжений металлов. Положение металла в ряду напряжений определяет относительную окислительно-восстановительную способность металла и его ионов. Чем меньшее значение имеет стандартный электродный потенциал металла, тем более сильным восстановителем он является. Чем больше потенциал металлического электрода, тем более высокой окислительной способностью обладают его ионы. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы, которые имеют большее значение электродного потенциала – более активный металл замещает менее активный.

Последовательность металлов в ряду напряжений сохраняется только для стандартной температуры (25 °С) и концентрации ионов металла в растворе 1 моль/л. При других концентрациях электролита электродный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

j = j°+lg C,

где j° − стандартный электродный потенциал, n – число электронов, участвующих в электродной реакции; C – концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Если два электрода, погруженные в растворы электролитов, соединить металлическим проводником, образуется гальванический элемент. Гальваническими элементаминазывают устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию.

Так, реакция CuSO₄ + Zn = Cu + ZnSO₄ в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля – Якоби, схема которого

(–) Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ |Cu (+)

отражает систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn | Zn²⁺ – электрод, имеющий меньшее значение электродного потенциала, отрицательный полюс (–), на нем протекает процесс окисления – анодная реакция: Zn –2ē = Zn²⁺. Справа – катод Cu²⁺| Cu – электрод, имеющий большее значение электродного потенциала, положительный полюс (+), на нем протекает процесс восстановления – катодная реакция: Cu²⁺ + 2ē = Cu. Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное и катодное пространство.

Суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей. В случае элемента Даниэля – Якоби токообразующая реакция имеет вид

Cu²⁺ + Zn = Cu + Zn²⁺.

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой(ЭДС). Обозначается E, измеряется в вольтах. ЭДС элемента равна разности потенциалов катода и анода:

E = j _к – j _а.

Стандартная ЭДС равна разности стандартных электродных потенциалов катода и анода: E° = j°_к– j°_а Так, для элемента Даниэля – Якоби стандартная ЭДС равна E° = j°_Сu²⁺/_Cu – j°_Zn²⁺/_Zn = +0,337 – (–0,763) = +1,100 В.

Окислительно-восстановительная реакция, характеризующая работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС имеет положительное значение. В этом случае DG°_х.р. < 0, так как энергия Гиббса химической реакции и ЭДС связаны соотношением

DG° = – nE°F,

где n – число электронов, участвующих в электродной реакции; F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл; E° – стандартная ЭДС.

Гальванический элемент, состоящий из двух электродов одного и того же металла, погруженных в растворы его соли разной концентрации, представляет собой концентрационный элемент. В этом случае электрод, погруженный в раствор электролита с меньшей концентрацией ионов металла, будет анодом. В качестве катода будет выступать электрод, опущенный в электролит с большей концентрацией ионов металла.

Пример 12.1.Определить ЭДС концентрационного серебряного элемента с концентрациями ионов серебра, равными 10^–1 моль/л у одного электрода и

10^-4 моль/л у другого при 298 К.

Решение. Схема такого гальванического элемента Ag½Ag⁺||Ag⁺½Ag. По уравнению Нернста рассчитываем потенциалы двух серебряных электродов.

Для первого электрода

j _Ag⁺/_Ag = j°_Ag⁺/_Ag + 0,059 lg10^-1 = 0,799 + 0,059×(–1) = 0,74 В.

Для второго электрода

Первый электрод с большим значением потенциала в данном элементе является катодом, второй – анодом. ЭДС рассчитываем по формуле E = j к – j а = 0,74 – 0,563 = 0,177 В. Пример 12.2. Рассчитать ЭДС элемента Cd½Cd2+ || Ni2+½Ni при концентрации ионов Cd2+ и Ni2+, равных…

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б). Возможна ли электрохимическая коррозия алюминия, контактирующего со свинцом в нейтральном водном растворе, содержащем растворенный кислород?… 12.2. а). Чему равна величина ЭДС цинкового концентрационного элемента,… (Ответ: 0,118 В).

Лабораторная работа 13

Электролиз

 

Цель работы: изучить понятие «электролиз», рассмотреть анодные и катодные процессы при электролизе растворов различных солей.

Задание: провести электролиз водных растворов солей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH⁻). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы (Мⁿ⁺, H⁺). Достигнув электродов, ионы разряжаются: у анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется; у катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита в окислительно-восстановительном процессе принимают участие молекулы воды. Молекулы воды сильно полярны и поэтому притягиваются и к катоду и к аноду. На катоде молекулы воды могут восстанавливаться:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^– (j = –0,41 В),

а на аноде – окисляться:

2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂ (j = +1,23 В).

Характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется величиной стандартного электродного потенциала металла. На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно более отрицательный, чем –0,41 В, то на катоде металл восстанавливаться не будет, а произойдет восстановление молекул воды. Эти металлы расположены в ряду напряжений от Li по Al включительно. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет восстанавливаться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (примерно от олова и после него). В случае ионов металлов, имеющих значения потенциала близкие к –0,41 В (Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), в зависимости от концентрации электролита и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода, а нередко и их совместный разряд.

На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным) и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, уголь, платина). Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO₄²⁻, PO₄³⁻, NO₃^‾), а также фторид-ионами F‾ на аноде происходит электрохимическое окисление воды:

2H₂O − 4ē → 4H⁺ + O₂.

Если анионы электролита бескислородны (Cl^‾, Br^‾, I^‾, S²⁻), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза.

Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется – переходит в раствор в виде ионов.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а CuCl₂ c и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu²⁺. У анода будут окисляться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II)

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^‾

Катод (−) ← Cu²⁺, H₂O Анод (+) ← Cl^‾, H₂O

Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ 2Cl^‾ − 2ē → Cl₂

Суммарное уравнение реакции, протекающей при электролизе, имеет вид:

CuCl₂ → Cu + Cl₂.

Продукты электролиза – Cu и Cl₂.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а KNO₃ с и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал калия (−2,924 В) значительно меньше потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В), поэтому катионы K⁺ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO₃^‾ не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH^‾, образующие с ионами K⁺ щелочь KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H⁺, образующие с ионами NO₃^‾ кислоту HNO₃.

Схема электролиза раствора нитрата калия

KNO₃ = K⁺ + NO₃^‾

Катод (−) ← K⁺, H₂O Анод (+) ← NO₃^‾, H₂O

2H₂O + 2ē → H₂ + 2OH^‾; 2H₂O − 4ē → O₂ + 4H⁺;

у катода 2K⁺ + 2OH^‾ → 2KOH; у анода 2H⁺ + 2NO₃^‾ → 2HNO₃.

Суммарное уравнение реакции электролиза раствора KNO₃

2KNO₃ + 4H₂O → 2H₂ + О₂ + 2КОН + 2HNO_3.

Продукты электролиза – Н₂ и О₂. У катода образуется щелочь КОН

(рН > 7); у анода − кислота HNO₃ и рН < 7.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а NiSO₄ с н и к е л е в ы м а н о д о м

В этом случае сам анод окисляется, а на катоде восстанавливаются ионы никеля.

Схема электролиза раствора сульфата никеля

Катод (−) ← Ni²⁺, H₂O Анод никелевый ← SO₄²⁻, H₂O

Ni²⁺ + 2ē → Ni⁰ Ni⁰ – 2ē → Ni²⁺

Выполнение работы

Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия

Требования к результатам опыта 1. Составить схему электролиза водного раствора KI . Написать уравнения… 2. Появление каких ионов в процессе электролиза обусловливает окраску индикатора в катодном пространстве? Указать рН…

Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия

Требования к результатам опыта 1. Составить схему электролиза водного раствора Na2SO4. Написать уравнения… 2. Указать вещества, которые образуются у катода и анода и изменяют окраску индикатора. Каково значение рН в анодном и…

Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди

Требования к результатам опыта 1. Составить схему электролиза водного раствора CuSO4. Написать уравнения… 2. Назвать вещество, которое образуется у анода (в анодном пространстве) и указать рН среды.

Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом

Присоединить электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу источника тока, а другой электрод – к отрицательному полюсу, пропускать электрический ток. Наблюдать растворение меди с анода и выделение ее на катоде.

Требование к результатам опыта

Составить схему электролиза раствора сульфата меди с медным анодом. Написать уравнения электродных реакций.

Примеры решения задач

Пример 13.1. Сколько граммов никеля выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислого никеля NiSO₄ тока силой 5 А в течение 10 мин? Привести схемы электродных процессов, протекающих при электролизе с инертным анодом. Определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат никеля (II) диссоциирует:

NiSO₄ = Ni²⁺ + SO₄^2–. Стандартный электродный потенциал никеля (–0,250 В) выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Ni²⁺ и выделение металлического никеля. При электролизе сернокислых солей на инертном аноде происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.

Катод (−) ¬ Ni²⁺, Н₂О Анод (+) ¬ SO₄^2–, Н₂О

Ni²⁺ + 2ē = Ni 2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂;

у анода 4Н⁺ + 2SO₄^2– = 2Н₂SO₄.

Продукты электролиза – Ni и О₂.

Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, определяется по законам Фарадея, математическое выражение которых имеет вид

, (1)

где m – масса вещества, выделившегося на электроде, г; М_эк – молярная масса эквивалентов этого вещества, г/моль; Q – количество электричества, прошедшего через электролит, Кл; F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/(моль∙экв).

Q = I∙t, где I – сила тока, А; t – время, электролиза, с. Подставляя в формулу (1) вместо Q его значение, получаем (2).

Молярная масса эквивалентов никеля (молярная масса атомов никеля – 58,71 г/моль) равняется 58,71/2 = 29,36 г/моль. Подставляя это значение, а также силу тока и время электролиза (в секундах) в формулу (2), получаем искомую массу никеля: m = (29,36×5×600)/96500 = 0,91 г.

Пример 13.2. Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 А, чтобы получить 5,6 л водорода при нормальных условиях?

Решение. Продукт электролиза представляет собой газообразное вещество, поэтому для решения воспользуемся уравнением

.

Так как 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем 11,2 л, то искомое количество времени прохождения тока 4825 c =1ч 20мин 25 с.

Пример 13.3. При проведении электролиза водного раствора хлорида двухвалентного металла затрачено 3561 Кл электричества. В результате процесса на катоде выделилось 2,19 г этого металла. Определить металл, водный раствор хлорида которого подвергли электролизу. Привести схему электродных процессов. Определить продукты электролиза.

Решение.Находим молярную массу эквивалентов металла: М_эк= 59,347 г/моль. Умножая эту величину на 2 (валентность металла) получаем 118,69 г/моль, что соответствует молярной массе атомов олова. Следовательно, электролизу подвергли раствор SnCl₂. В водном растворе хлорид олова (II) диссоциирует: SnС1₂ = Sn²⁺ + 2С1^–. Стандартный электродный потенциал олова (II) (–0,136 В) существенно выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Sn²⁺ и выделение металлического олова. На аноде будут окисляться анионы хлора.

Катод (−) ¬ Sn²⁺, Н₂О Анод (+) ¬ Сl^–, Н₂О

Sn²⁺ + 2ē = Sn 2Сl⁻ – 2ē = С1₂.

Продукты электролиза – Sn и С1₂.

Пример 13.4.При электролизе раствора CuSO₄ на угольном аноде выделилось 350 мл кислорода при нормальных условиях. Сколько граммов меди выделилось на катоде? Привести уравнения электродных процессов, определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат меди (II) диссоциирует по схеме: CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄²⁻. Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu²⁺. При электролизе водных растворов сульфат-анионы не окисляются на аноде. На нем происходит окисление воды.

Катод (−) ¬ Cu²⁺, Н₂О Анод (+) ¬ SO₄^2–, Н₂О

Cu²⁺ + 2ē = Сu 2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂;

у анода 4Н⁺ + 2SO₄^2– = 2Н₂SO₄.

Продукты электролиза – Сu и О₂.

Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л. Следовательно, 350 мл составляют 0,35/5,6 = 0,0625 моль. Столько же молей эквивалентов выделилось на катоде. Отсюда масса меди

m = × 0,0625 = 1,98 г.

Пример 13.5.Будут ли, и в какой последовательности, восстанавливаться на катоде одновременно присутствующие в растворе (в равных концентрациях) ионы А1³⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Au³⁺ и Mg²⁺? Напряжение достаточно для выделения любого металла.

Решение. На катоде сначала восстанавливаются катионы, имеющие большее значение электродного потенциала (табл. Б. 4). Поэтому, в первую очередь, на катоде будут восстанавливаться ионы Au³⁺ (+1,498 В), далее Sn²⁺ (–0,136 В) и, наконец, Ni²⁺ (–0,250 В). Ионы А1³⁺ (–1,662 В) и Mg²⁺ (–2,363 В), имеющие значения электродного потенциала значительно отрицательнее потенциала восстановления ионов Н⁺ из воды (–0,41 В), при электролизе водных растворов не восстанавливаются на катоде. При электролизе их солей протекает восстановление молекул воды:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^–.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

13.2. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на катоде выделяется только металл: хлорид бария, хлорид меди (II), иодид… 13.3. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на… 13.4. Среди приведенных ниже соединений указать вещества, продукты электролиза которых одинаковы как для растворов,…

Лабораторная работа 14

Химические свойства металлов

Цель работы: изучить химические свойства металлов научиться составлять уравнения реакций взаимодействия металлов с водой, кислотами, щелочами.

Задание: провести реакции взаимодействия металлов с водой, щелочами, разбавленными и концентрированными растворами серной и азотной кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Металлы, имея низкие потенциалы ионизации, легко отдают валентные электроны и образуют положительно заряженные ионы:

M − nē = Mⁿ⁺ .

Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами − окислителями.

Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.

1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂.

2. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты:

– В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H⁺, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

Cd + H₂SO₄ (разб.) = CdSO₄ + H₂;

Ni + 2HCl = NiCl₂ + H₂.

– Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S⁺⁶ и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO₂:

Hg + 2H₂SO₄ (конц.) = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO₂, так и свободная сера и сероводород:

Cd + 2H₂SO₄ (конц.) = CdSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

3Zn+ 4H₂SO₄ (конц.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O;

4Mg + 5H₂SO₄ (конц.) = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

В этих реакциях часть молекул серной кислоты играют роль среды.

– Азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет N⁺⁵. Продукты восстановления различны и зависят от концентрации кислоты и активности металла:

HNO₃ → NO₂ → NO → N₂O → N₂ → NH₄NO₃.

При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO₂. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами выделяется NO. В случае более активных металлов выделяется N₂O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония.

Ag + 2HNO₃ (конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O;

3Ag + 4HNO₃ (разб.) = 3AgNO₃ + NO + H₂O;

4Mg + 10HNO₃ (разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O;

4Ca + 10HNO₃ (оч. разб.) = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Al, Fe, Cr концетрированной азотной кислотой пассивируются.

3. Со щелочами реагируют металлы, дающие амфотерные гидроксиды (бериллий, цинк, алюминий, олово, свинец), а также металлы, обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей:

Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂;

2Mo + 4KOH + 3O₂ 2K₂MoO₄ + 2H₂O.

Выполнение работы

В кристаллизатор с водой добавить несколько капель фенолфталеина. Пинцетом достать кусочек натрия (или кальция) из склянки, где он хранится под… Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение реакции взаимодействия натрия с водой.

Опыт 4. Действие щелочи на металлы

Требования к результатам опыта 1. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и алюминия с раствором… 2. Сделать вывод, какие металлы реагируют со щелочами.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

а) Ba + H2O = …; б) Sn + NaOH + H2O = …; в) Sn + HNO3 (разб.) = …; г) Hg + H2SO4 (конц.) = …. 14.2. Закончить и уравнять реакции:

Лабораторная работа 15

Комплексные соединения

Цель работы: получить представление о комплексных соединениях, их строении, комплексообразователях, лигандах, координационном числе, научиться составлять уравнения реакций с участием комплексных соединений.

Задание:получить комплексные соединения меди, ртути, серебра; проделать окислительно-восстановительные реакции и реакции обмена с участием комплексных соединений. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Соединения, в состав которых входят комплексные ионы, способные существовать как в кристаллах, так и в растворах, называются комплексными. Комплексные соединения могут быть получены при взаимодействии нейтральных молекул:

Fe(CN)₃ + 3KCN = K₃[Fe(CN)₆]; BF₃ + KF = K[BF₄].

В молекуле комплексного соединения один атом или ион, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем. В непосредственной близости к нему расположены или координированы противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения. Число лигандов, расположенных вокруг комплексообразователя, называется координационным числом.Чаще всего координационное число равно 6, 4 и 2. В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу обозначают квадратными скобками. Все остальные ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу.

При растворении в воде комплексные электролиты диссоциируют на внутреннюю и внешнюю сферу: [Ag(NH₃)₂]Cl ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^‾. Наряду с этим происходит и другой процесс, хотя в значительно меньшей степени:

[Ag(NH₃)₂]⁺ ↔ Ag⁺ + 2NH₃. Здесь диссоциация протекает обратимо и равновесие резко сдвинуто влево. Константа диссоциации комплексного иона

называется константой нестойкости (К_н). Она характеризует устойчивость комплекса. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион в растворе.

Выполнение работы

Налить в пробирку 1–2 мл раствора сульфата меди CuSO4 и по каплям прибавить раствор аммиака NH4OH. Наблюдать образование осадка основной соли меди… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции образование основной соли (CuOH)2SO4.

Примеры решения задач

Пример 15.1. Определить заряд комплексного иона, координационное число комплексообразователя (к.ч.) и степень окисления комплексообразователя в соединениях: а) [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl, б) K₃[Fe(CN)₆], в) [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Решение. Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположен ему по знаку. Координационное число комплексообразователя равно числу лигандов, координирующихся вокруг него. Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных молекул (Н₂О, NH₃) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот. Отсюда: заряд иона а) +1, б) −3, в) +2; координационное число а) 6, б) 6, в) 4;

степень окисления а) +3, б) +3, в) +2

Пример 15.2.Назвать комплексные соли: [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(Н₂О)₄(NO₂)₂]Cl, K₄[Fe(CN)₆], Na₂[Pt(OH)₅Cl], [Pt(NH₃)₂Cl₂], [Cu(NH₃)₂(SCN)₂].

Решение. При составлении названия комплексного соединения первым в именительном падеже называется анион, в потом в родительном – катион, независимо, который из них является комплексным.

1. Соль содержит комплексный катион. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (Cl‾ –хлоро, SO₄²⁻ – сульфато, ОН⁻ – гидроксо, CN‾ – циано. SCN⁻ – родано, NO₂⁻ – нитро и т.п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, аммиак – аммин; последним называют комплексообразователь, указывая его степень окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя). Например, [Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфат тетраамминмеди (II); [Co(Н₂О)₄(NO₂)₂]Cl – хлорид динитротетрааквакобальта (III).

2. Соль содержит комплексный анион. Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат». Например, K₄[Fe(CN)₆] − гексацианоферрат (II) калия; Na₂[Pt(OH)₅Cl] – хлоропентагидроксоплатинат (IV) натрия.

3. Наименование нейтральных комплексов образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а его степень окисления не указывают. Например, [Pt(NH₃)₂Cl₂] – дихлородиамминплатина; [Cu(NH₃)₂(SCN)₂] – дироданодиамминмеди.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

15.2. Составить координационные формулы следующих комплексных соединений платины: а) PtCl4 ∙ 6NH3; б) PtCl4 ∙ 4NH3; в) PtCl4 ∙… 15.3. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций обмена с образованием… а) СuSO4 + K4[Fe(CN)6] = …; б) KCl + Na2[PtCl6] = …;

Лабораторная работа 16

S-металлы

Цель работы: изучить химические свойств s-металлов.

Задание: провести реакции взаимодействия натрия, калия, магния, кальция с водой; убедиться на опыте, что пероксид натрия подвергается гидролизу и обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами; определить продукты горения магния. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

В периодической системе s-металлы расположены в IА (щелочные металлы (ЩМ)) и IIА (Ве, Мg и щелочноземельные металлы (ЩЗМ)) группах Периодической системы (табл. Б. 5). На внешнем энергетическом уровне у атомов щелочных металлов находится один электрон (ns¹), у атомов Ве, Mg и ЩЗМ – два электрона (ns²). Во всех соединениях ЩМ проявляют степень окисления +1, Ве, Mg и ЩЗМ +2.

Все s-металлы – сильные восстановители. Они энергично взаимодействуют с кислородом. При этом литий образует оксид Li₂O, натрий − пероксид Na₂O₂, а калий, рубидий и цезий – надпероксиды МО₂. Бериллий, магний и ЩЗМ образуют оксиды МО. Пероксиды ЩМ проявляют окислительные и восстановительные свойства, причем окислительные свойства выражены сильнее. Пероксиды являются солями пероксида водорода. Поскольку кислотные свойства Н₂О₂ выражены очень слабо, пероксиды, растворяясь в воде, подвергаются почти полному гидролизу.

ЩМ также энергично взаимодействуют с галогенами, особонно с фтором и хлором, с образованием соответствующих галогенидов; Ве, Mg и ЩЗМ реагируют с галогенами при обычных температурах или при небольшом нагревании. Безводные галогениды ЩЗМ легко присоединяют воду и аммиак.

Из ЩМ только литий непосредственно взаимодействует с азотом при комнатной температуре, образуя нитрид лития Li₃N. Магний и ЩЗМ реагируют с азотом при нагревании с образованием М₃N₂.

ЩМ энергично взаимодействуют с водой при комнатной температуре, вытесняя из нее водород и образуя гидроксиды. Активность взаимодействия с водой возрастает по мере увеличения порядкового номера элемента. Также взаимодействуют и ЩЗМ. Бериллий и магний отличаются во многих отношениях от щелочноземельных металлов. С водой они взаимодействуют очень медленно, так как образующиеся при этом гидроксиды малорастворимы в воде. Магний хорошо реагирует с водой при нагревании и при комнатной температуре в присутствии хлорида аммония NH₄Cl, который удаляет с поверхности магния защитную пленку из Mg(OH)₂.

Гидроксиды ЩМ хорошо растворимы в воде, являются сильными основаниями и называются щелочами. Гидроксиды металлов II А группы менее растворимы и являются более слабыми основаниями. Основные свойства гидроксидов М(ОН)₂ увеличиваются от Ве(ОН)₂ (амфотерного) до Ва(ОН)₂ (щелочь).

Выполнение работы

Налить в кристаллизатор воды. Пинцетом достать кусочек металлического натрия из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушить его… Не наклоняться над кристаллизатором, так как под конец реакции происходит… Провести аналогичный опыт с калием.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

16.2. Написать уравнения реакций взаимодействия с водой следующих соединений натрия: Na2O2, Na2S, NaH, Na3N. 16.3. Как получают металлический натрий? Составить уравнения процессов,… 16.4. Составить уравнения реакций получения гидрида, нитрида и карбида кальция и взаимодействия этих соединений с…

Лабораторная работа 17

Жесткость воды

Цель работы: изучить виды жесткости воды и методы ее устранения.

Задание: проделать опыты и определить общую, карбонатную и некарбонатную жесткость воды. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Жесткость воды обусловливается присутствием в ней солей кальция и магния. Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную)жесткость. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты кальция и магния Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, постоянную − сульфаты и хлориды этих металлов CaSO₄, MgSO₄ и CaCl₂, MgCl₂ Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды.

Жесткость воды выражается числом миллимолей эквивалентов ионовСа²⁺ и Мg²⁺, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). Один миллимоль эквивалентов жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л ионов кальция Са²⁺или 12,16 мг/л ионов магния Мg²⁺.

Для определения общей жесткости воды используется метод комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды раствором трилона Б в присутствии аммиачного буферного раствора и индикатора хромогена черного ЕТ-00 до перехода винно-красной окраски в синюю.

В присутствии ионов Са²⁺ и Мg²⁺ индикатор окрашивается в красный цвет, при отсутствии − в синий. При титровании жесткой воды раствором трилона Б происходит связывание ионов Са²⁺ и Мg²⁺, поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску и раствор становится синим.

Определение карбонатной жесткости воды сводится к определению концентрации гидрокарбонат-ионовНСО₃^‾ и, тем самым, эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Са²⁺ и Мg²⁺. Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии метилоранжа раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую.

Анион НСО₃^‾вводе гидролизуется: НСО₃^‾ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^‾,

поэтому вода имеет щелочную реакцию среды и метилоранж в ней окрашен в желтый цвет. При титровании раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации: ОН^‾ + Н⁺ ↔ Н₂О.

Ионы Н⁺ нейтрализуют количество ионов ОН^‾, эквивалентное концентрации ионов НСО₃^‾.

Анализ воды на жесткость предполагает обычно:

1) определение общей жесткости Ж_о;

2) определение карбонатной жесткости Ж_к;

3) вычисление некарбонатной жесткости Ж_нк = Ж_о – Ж_к.

Выполнение работы

В коническую колбу вместимостью 300 мл отмерить мерной колбой 100 мл анализируемой воды. Добавить к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного… Повторить титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут… Требование к результату опыта

Примеры решения задач

Пример 17.1. Вычислить жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г Ca(HCO₃)₂.

Решение. Для решения задачи воспользуемся формулой

.

М_эк (Ca(HCO₃)₂) = 162/2 = 81 г/моль.

Ж = = 5 ммоль/л.

Пример 17.2. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08 н. раствора НCl.

Решение. Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то можно написать V_A∙ с_эк·(А) = V_B∙ с_эк (B),

6,25∙0,08 = 100∙ с_эк·(Ca(HCO₃)₂),

отсюда (Ca(HCO₃)₂) = 0,005 г/моль.

Таким образом, в 1 л исследуемой воды содержится 0,005∙1000 = 5 ммоль гидрокарбоната кальция или 5 ммоль ионов Са²⁺. Карбонатная жесткость воды равна 5 ммоль/л.

Пример 17.3. Сколько граммов CaSO₄ содержится в 1 м³ воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 ммоль/л?

Решение. Из формулы находим

272 г,

где 68 г/моль – М_эк (CaSO₄), найденная по формуле

,

где М – молярная масса соли, г/моль; n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла.

М_эк (CaSO₄) == 68 г/моль.

Пример 17.4. Какую массу соды Na₂CO₃ надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 ммоль/л?

Решение. В 500 л воды содержится 500 ∙ 5 = 2500 ммоль солей, обусловливающих жесткость воды. Для устранения жесткости следует прибавить 2500∙53 = 132500 мг = 132,5 г соды. (53 г/моль – молярная масса эквивалентов соды Na₂CO₃).

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

17.2. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 мл воды, требуется 15 мл 0,08 н.… 17.3. В 1 л воды содержится ионов магния 36,47 мг и ионов кальция 50,1 мг.… 17.4. Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жесткость 7 ммоль/л. Какая масса сульфата магния содержится в 300…

Лабораторная работа 18

Алюминий, олово, свинец

 

Цель работы: изучить химические свойства алюминия и его соединений, а также соединений олова и свинца.

Задание: получить гидроксиды Al, Sn (II), Pb (II) и убедиться на опытах, что они имеют амфотерный характер; что соединения Sn (II) проявляют свойства восстановителей, а соединения Pb (IV) – окислителей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Алюминий, олово, свинец – элементы главных подгрупп III и IV групп. Относятся к р-металлам.

На внешнем энергетическом уровне у атомов алюминия находится три электрона (3s²3p¹), поэтому в большинстве соединений он проявляет степень окисления +3.

На воздухе алюминий покрывается очень прочной тончайшей оксидной пленкой, которая определяет его высокую коррозионную стойкость:

4А1 + 3О₂ = 2А1₂О₃.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄],

алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:

Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3Н₂↑.

Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют алюминий, особенно при нагревании. В концентрированных азотной и серной кислотах, а также в сильно разбавленной азотной кислоте алюминий устойчив, так как эти кислоты пассивируют алюминий, упрочняя защитную оксидную пленку на его поверхности.

Алюминий легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксоалюминатов и водорода:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂↑.

Гидроксид алюминия Al(OH)₃ получается действием щелочи на раствор соли и, как амфотерный гидроксид, легко растворяется в избытке щелочи с образованием гидроксоалюмината, так и сильных кислотах, давая соли алюминия.

Атомы олова и свинца на внешнем энергетическом уровне имеют по 4 электрона (ns²р²). Поэтому характерные степени окисления олова и свинца +2 и +4. Для олова наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +4. Поэтому соединения Sn (II) являются восстановителями. Для свинца, наоборот, наиболее типичны соединения со степенью окисления +2. Вследствие этого соединения Pb (IV) проявляют себя как окислители.

В обычных условиях олово устойчиво по отношению к воздуху и воде, свинец на воздухе окисляется, покрываясь синевато-серой пленкой:

Pb + O₂ + CO₂ = PbO∙PbCO₃

В ряду напряжений олово и свинец расположены непосредственно перед водородом. В разбавленных HCl и H₂SO₄ олово растворяется очень медленно с образованием Sn²⁺ и выделением водорода, а свинец в этих кислотах почти не растворяется, так как покрывается нерастворимыми продуктами окисления PbCl₂ и PbSO₄. В концентрированной HCl эти металлы растворяются с образованием хлорокомплексов:

М + 4HCl (конц.) = Н₂[MCl₄] + H₂↑.

Концентрированная H₂SO₄ окисляет олово до Sn(SO₄)₂, а свинец до Pb(HSO₄)₂; Н₂SO₄ при этом восстанавливается до SO₂. Разбавленной HNO₃ олово и свинец окисляются до нитратов М(NO₃)₂, восстанавливая HNO₃ до NO:

3М + 8HNO₃ (разб.) = 3М(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

Концентрированная HNO₃ переводит олово в оловянную кислоту H₂SnO₃, а свинец – в соль Pb(NO₃)₂, HNO₃ восстанавливается до NO₂.

При нагревании оба металла растворяются в водных растворах щелочей:

М + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[M(OH)₄] + H₂↑.

Олово и свинец образуют нерастворимые в воде оксиды: SnO, PbO и SnO₂, PbO₂. Этим оксидам соответствуют гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами. В гидроксидах олова (II) и свинца (II) преобладают основные свойства, а в гидроксидах олова (IV) и свинца (IV) – кислотные.

Выполнение работы

Две алюминиевые проволоки зачистить наждачной бумагой. В пробирку налить 2–3 мл концентрированного раствора NaОН, нагреть его и опустить туда… Требования к результатам опыта 1. Объяснить, с какой целью алюминиевые проволоки обрабатывают растворами NaОН и Hg(NO3)2.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

Al → Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → К[Al(OH)4] → Al(NO3)3. 18.2. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и… б) KCrO2 + PbO2 + KOH = K2CrO4 + ….

Лабораторная работа 19

Металлы подгрупп меди и цинка

Цель работы: изучить химические свойства соединений металлов подгрупп меди и цинка.

Задание: получить гидроксид меди (II), исследовать его свойства; провести рекции взаимодействия солей цинка, кадмия и ртути со щелочью; получить комплексные соединения цинка и кадмия; убедиться на опыте, что соединения ртути (II) являются окислителями. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d¹⁰ns¹. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.

Медь, а особенно, серебро и золото – малоактивные металлы. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H₂SO₄ при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в смеси кислот.

Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu₂O – красного цвета и CuO – черного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)₂ – нерастворимые в воде вещества соответственно желтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)₂ наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na₂[Cu(OH)₄], K₂[Cu(OH)₄].

Оксид серебра получается только косвенным путем, при взаимодействии соли серебра со щелочью:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O.

Большинство соединений меди, серебра и золота являются окислителями.

Цинк, кадмий и ртуть образуют побочную подгруппу II группы. Это

d-металлы. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов может быть выражена формулой (n-1)d¹⁰ns². Цинк и кадмий проявляют степень окисления +2, ртуть +1 и +2.

В подгруппе цинка наблюдается резкое падение химической активности металлов при переходе сверху вниз. В ряду напряжений цинк и кадмий стоят до водорода, а ртуть – после. Цинк – химически активный металл, легко растворяется в HCl и разбавленной H₂SO₄ с выделением водорода. Вследствие амфотерности его оксида он растворяется также в концентрированных растворах щелочей. Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах – менее энергично, чем цинк. Ртуть растворима только в кислотах-окислителях – HNO₃ и концентрированной H₂SO₄:

Hg + 2H₂SO₄ (конц.) = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Hg + 4HNO₃ (конц.) = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

При действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется Hg₂(NO₃)₂, где каждый атом ртути имеет степень окисления +1:

6Hg + 8HNO₃ (разб.) = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой попарно, образуя двухвалентные группы –Hg–Hg−. Поэтому формулу нитрата ртути (I) следует писать Hg₂(NO₃)₂, а не HgNO₃, также Hg₂Cl₂, а не HgCl. Диссоциация солей ртути (I) идет с образованием ионов Hg₂²⁺. Соединения Hg₂²⁺ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями. Например, в реакции Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂ Hg₂Cl₂ – восстановитель,

а в реакции Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄ Hg₂Cl₂ − окислитель.

Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная пленка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO – белого, CdO – коричневого, HgO – желтого или красного, Hg₂O – черного цвета.

Гидроксиды Zn и Cd нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)2 обладает амфотерными свойствами, а Cd(OH)2, главным образом, − основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избытке NH4ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются в момент образования.

Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.

Выполнение работы

В четыре пробирки налить по 1–2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).

Задачи для самостоятельного решения

Ag → AgNO3 → AgCl → [Ag(NH3)2]Cl → Ag2S. 19.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления… ZnS → ZnO → Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → Na2ZnO2.

Лабораторная работа 20

Хром

Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.

Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d⁵4s¹), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

Концентрированные H₂SO₄, HNO₃ и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H₂SO₄, вытесняя из них водород.

При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr₂O₃ – тугоплавкое вещество зеленого цвета, не растворимое в воде. Cr₂O₃ – амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O;

Cr₂O₃ + 3Na₂S₂O₇ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄.

Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:

Cr₂(SO₄)₃ + 6КОН = 2Cr(OH)₃↓ + 3К₂SO₄.

Cr(OH)₃ не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона: Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона: Cr(OH)₃ + 3КОН = К₃[Cr(OH)₆].

Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO₃ – вещество темно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, присущий иону CrO₄²⁻; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr₂O₇²⁻.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:

2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ↔ Н₂O + Cr₂O₇²⁻ (оранжевая окраска);

Cr₂O₇²⁻ + 2OH^‾ ↔ H₂O + 2CrO₄²⁻ (желтая окраска).

Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).

Выполнение работы

В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония(NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная…

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б) CrO3 + NaOH = …; в) CrCl3 + H2O ↔ …; г) Cr2O3 + H2SO4 =…. 20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным… (= –1440,6 кДж/моль; = –1676 кДж/моль).

Лабораторная работа 21

Марганец

 

Цель работы: изучить химические свойства соединений марганца.

Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это

d-металл. Электронная структура внешнего энергетического уровня его атома выражается формулой 3d⁵4s². Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4.

В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn⁺²O, Mn₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₂, Mn⁺⁶O₃, Mn₂⁺⁷O₇

С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ имеют основной характер. Нерастворимый в водеMn(OH)₂ на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурыйMn(OH)₃:

4Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₃

Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца:

4Mn(OH)₃ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₄ = 4MnO(OH)₂ + 4H₂O

Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) – восстановители.

Оксид марганца (IV)MnO₂ – темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H₂SO₄ он дает крайне неустойчивую соль Mn(SO₄)₂, а при сплавлении со щелочами образует манганиты:

MnO₂ + 2KOH = K₂MnO₃ + H₂O.

MnO₂ − сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II): MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

Действием более сильных окислителей MnO₂ может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII):

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O.

K₂MnO₄ − манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H₂MnO₄. Не получен и оксид Mn (VI) – MnO₃. Растворы манганатов окрашены в темно-зеленый цвет, присущий ионам MnO₄²⁻. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2КMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Все производные Mn (VI)являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII):

K₂MnO₄ + Сl₂ = 2КMnO₄ + 2KCl.

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – зеленовато-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO₄ известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO₄)⁻. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода:

2КMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Производные Mn (VII) – сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной – до MnO₂, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV).

Выполнение работы

В две пробирки налить по 1–2 мл раствора соли марганца (II) и в каждую добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметить его цвет. В… Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение реакции образования Mn(ОН)2.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б) металлического марганца; в) KMnO4? Составить соответствующие уравнения реакций. 21.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в… 21.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции

Лабораторная работа 22

  Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта,… Задание:получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные…

Теоретическое введение

Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d-элементам. Электронное строение 3dⁿ4s² (n = 6, 7, 8). Степени окисления +2, +3 и +6 (для Fe).

В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.

В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).

Под действием концентрированной H₂SO₄ и дымящей HNO₃ при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO₃ могут быть (в зависимости от концентрации) NH₄NO₃, N₂, N₂O: Только концентрированная HNO₃ при нагревании растворяет железо с образованием солей

Fe (III).

4Fe + 10HNO₃ = 4Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

5Fe + 12HNO₃ = 5Fe(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O;

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 6H₂O.

Кобальт и никель растворяются в HNO₃ с образованием солей М (II) и выделением NO₂ в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.

Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M₂O₃ и М₃О₄ (МО ^. М₂О₃).

Оксид железа Fe⁺⁶O₃, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли − ферраты Na₂FeO₄, K₂FeO₄.

Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)₂ обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах. М(ОН)₂ получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)₂ легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

Гидроксид Со(ОН)₂ существует в виде двух модификаций − синей и розовой, окисляется в Со(ОН)₃ под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)₂. Под действием окислителей Н₂О₂, Br₂ окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)₂ и Со(ОН)₂ гидроксид Ni(OH)₂ устойчив на воздухе и устойчив к действию Н₂О₂. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl_2, Br₂):

2Ni(OH)₂ + Br₂ + 2NaOH = 2Ni(OH)₃ + 2NaBr.

Оксид Fe₂O₃ и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:

Fe₂O₃ + Na₂CО₃ 2NaFeO₂ + CО₂.

Оксиды Co₂O₃ и Ni₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃ плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли

М (II) и продкуты окисления, например:

Cо₂O₃ + 6HCl = 2CoCl₂ + Cl₂ + 3H₂O;

Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe²⁺ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со²⁺ и Ni²⁺ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду

Fe −Co − Ni .

Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.

Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.

Выполнение работы

Налить в пробирку 1–2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4 и прилить такой же объем щелочи. Наблюдать выделение осадка. Через несколько минут… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнения реакций получения гидроксида железа (II).

Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта

К 1–2 мл раствора соли кобальта (II) прилить такой же объем концентрированного раствора KSCN. Образуется комплексная соль кобальта, раствор которой имеет синюю окраску.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования комплексной соли кобальта, учитывая, что координационное число кобальта равно 4.

Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля

Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение реакции образования основной соли никеля (II). 2. Составить уравнение реакции образования комплексной соли никеля, учитывая, что координационное число никеля равно…

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б) Fe + HNO3 (оч. разб.) = …; в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Co + HCl = …. 22.2. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия… 22.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Лабораторная работа 23

Галогены

Цель работы: изучить химические свойства галогенов и их соединений.

Задание: провести опыты по получению хлора и хлорной воды; определить состав хлорной воды и проверить ее окислительные свойства; проделать качественную реакцию на иод; провести реакции взаимодействия концетрированной серной кислоты с NaCl, KBr и KI. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Галогены − фтор, хлор, бром, йод, астат − расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns²np⁵). Характерная степень окисления галогенов −1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО₂, PbО₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃.

Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители.

Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании.

Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду.

Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F^‾), причем их восстановительная способность увеличивается от С1^{− ∙}к I⁻.

Соединения галогенов с водородом – галогеноводороды – бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF − НCl − НBr − HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.

HCl и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H₂SO₄. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr₃ и PI₃.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями.

Выполнение работы

(Проводить в вытяжном шкафу!). В сухую пробирку поместить 2 шпателя оксида марганца (IV) MnO2, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить… Требование к результатам опыта Составить уравнения реакций получения хлора и хлорной воды.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

23.2. Закончить уравнения реакций: а) NaClO + Ni(OH)2 + H2SO4 = …; б) NaCrO2 + Br2 + NaOH = …. в) I2 + Cl2 + H2O = …;

Лабораторная работа 24

Кислород. Пероксид водорода

Цель работы: изучить химические свойства кислорода и пероксида водорода.

Задание: получить кислород; убедиться на опытах, что пероксид водорода обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы и относится к р-элементам. На внешнем уровне атома кислорода содержится 6 электронов (2s²2p⁴). В соединениях со всеми элементами (кроме фтора) кислород проявляет степень окисления −2, а в пероксиде водорода Н₂O₂ и его производных −1.

В лаборатории кислород получают чаще всего термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, например KClO₃, КМnО₄, KNO₃ и др.

Кислород химически активен; при нагревании он непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ, образуя оксиды. Общая схема окислительного действия кислорода: O₂ + 4ē = 2О^2‾. Кроме того, молекула O₂ , присоединяя или теряя электроны, образует соединения пероксидного типа, из которых наибольшее практическое значение имеют производные пероксид-иона O₂²⁻ − пероксид водорода Н₂O₂ и пероксиды Na₂O₂, BаO₂.

Пероксиды проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства, причем последние выражены сильнее. Для Н₂O₂ характерен распад по типу диспропорционирования:

2Н₂О₂⁻¹ = 2H₂O⁻² + O₂⁰ .

Процесс распада ускоряется при освещении, нагревании, а также в присутствии катализаторов (МпO₂, Fe₂O₃ и др.).

Пероксид водорода в водных растворах ведет себя как очень слабая
кислота.

Выполнение работы

Насыпать в сухую пробирку 2 шпателя перманганата калия КМnО4, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и нагреть. Выделяющийся газ испытать тлеющей… Требование к результатам опыта Составить уравнение реакции разложения перманганата калия, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к…

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

24.2. Какой объем кислорода (условия нормальные) можно получить при разложении 200 мл 15,5 %-го раствора пероксида водорода Н2О2, плотность раствора… 24.3. Закончить уравнения реакций: а) P + O2 = …; б) Al + O2 = …; в) H2S + O2 = …; г) Na2O + CO2 = ….

Лабораторная работа 25

Сера

Цель работы: изучить химические свойства серы и ее соединений.

Задание: исследовать поведение серы при различных температурах; получить сероводород и изучить его свойства; провести реакцию взаимодействия серы со щелочью и исследовать окислительно-восстановительные свойства продуктов реакции; убедиться на опытах, что концентрированная серная кислота обладает окислительными и водоотнимающими свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Сера находится в главной подгруппе VI группы. Атом серы на внешнем уровне имеет 6 электронов (3s²3p⁴). В своих соединениях сера проявляет степени окисления −2,+4, +6 и редко +2.

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При обычной температуре устойчива ромбическаясера. При 96 °С ромбическая сера переходит в моноклинную. Кристаллы ромбической и моноклинной серы состоят из кольцевых молекул S₈ и отличаются друг от друга взаимной ориентацией колец. Моноклинная сера плавится при 119 °С, превращаясь в янтарно-желтую легкоподвижную жидкость. Около 160 °С кольца молекул S₈ разрываются, образуя бесконечные опирали S_∞, жидкость темнеет и при 200 °С становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву и укорачиванию спиральных молекул серы и вязкость жидкой серы уменьшается. При 445 °С сера закипает, образуя оранжево-желтые пары, состоящие из молекул S₈ , S₆ , S₄ , S₂. При выливании кипящей серы в холодную воду образуется пластическая сера, которая постепенно переходит в ромбическую.

Сера – достаточно активный неметалл. При нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. С водой и разбавленными кислотами сера не реагирует. При нагревании взаимодействует с растворами щелочей:

3S +6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O.

Водородное соединение серы – сероводород Н₂S , ядовитый газ с неприятным запахом. Растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту. Соли ее называют сульфидами. Сероводород и сульфиды обладают восстановительными свойствами.

В лаборатории сероводород получают действием кислот на сульфид железа. Сероводород горит на воздухе голубоватым пламенем, образуя SО₂ и Н₂О. При недостатке кислорода он переходит в свободную серу.

Из соединений серы со степенью окисления +4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO₂ (сернистый газ) – бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO₂ хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н₂SO₃ неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли (сульфиты) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее.

Из соединений серы со степенью окисления +6 наибольшее значение имеет серная кислота – H₂SO₄. Это сильная кислота, с водой смешивается в любых соотношениях с выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов. Легко поглощает пары воды из воздуха, отщепляет воду от многих органических веществ (клетчатка, сахар и др.), обугливая их.

Концентрированная H₂SO₄ – сильный окислитель. Неметаллы окисляются ею до своих оксидов, а сама серная кислота восстанавливается в SО₂. Взаимодействие H₂SО₄ с металлами протекает различно в зависимости от ее концентрации и активности металла.

Выполнение работы

Сухую пробирку на 1/3 ее объема наполнить серой и медленно нагревать на пламени спиртовки, все время встряхивая. Следить за изменением вязкости и… Требование к результатам опыта Дать объяснение всем наблюдаемым при опыте изменениям.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

б) H2S + H2O2 = …; в) H2S + NaOH = …; г) Na2S + H2O ↔ …. 25.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и… 25.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций…

Лабораторная работа 26

Азот

Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений.

Задание:получить азот, аммиак, исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить оксиды азота (II) и (IV); убедиться на опытах, что нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s²2р³. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH₃. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН₃ образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН₄)₂Сr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH₄Cl = NH₃ + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO₂. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO₂.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO₃)₂. NO₂ – газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO₂ + Н₂O = HNO₂ + HNO₃.

Азотистая кислота НNO₂ в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO₂ – нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO₃ относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.

Выполнение работы

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO2 и хлорида аммония NH4Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до… Требование к результатам опыта Составить уравнение реакции получения азота.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

26.2. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления без катализатора и в присутствии катализатора. 26.3. Нитрат аммония может разлагаться двумя путями: NH4NO3 (к) = N2O (г) + 2H2O (г);

Лабораторная работа 27

Углерод, кремний

Цель работы: изучить химические свойства соединений углерода и кремния.

Задание: получить оксид углерода (IV) и исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить кремниевую кислоту и сравнить ее силу с угольной кислотой. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Углерод и кремний находятся в главной подгруппе IV группы. Их атомы имеют на внешнем уровне 4 электрона (ns²np²), могут проявлять степени окисления от −4 до +4. Наиболее характерной степенью окисления является +4.

Углерод и кремний при обычных условиях весьма инертны, не растворяются в воде, разбавленных кислотах, вступают в реакцию только с очень энергичными окислителями. При нагревании химическая активность их повышается.

Углерод и кремний образуют оксиды СО, СО₂, SiO₂. Оксид углерода (II) СО – несолеобразующий оксид. При обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, является энергичным восстановителем.

Оксид углерода (IV) СO₂ – кислотный оксид, реагирует со щелочами, водой. В водном растворе оксида углерода (IV) устанавливается следующее равновесие:

CO₂ + H₂O H₂CO₃ H⁺ + НСO₃‾ 2H⁺ + CO₃²‾

Н₂СO₃ – слабая непрочная кислота, существует только в разбавленных растворах. Будучи двухосновной кислотой, угольная кислота образует два ряда солей – карбонаты и гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония, гидрокарбонаты растворимы почти все. Оксид углерода (IV) проявляет окислительные свойства при взаимодействии только с очень сильными восстановителями. Например, в его атмосфере горит магний, при этом СО₂ восстанавливается до СО или до свободного углерода. В лаборатории СO₂ получают в аппарате Киппа по реакции

СаСО₃ + 2HCl = СаСl₂ + СO₂ + Н₂O.

Оксид кремния (IV) SiO₂ по своему характеру является кислотным оксидом, химически устойчив. С водой SiO₂ непосредственно не соединяется. Соответствующая оксиду кремния кремниевая кислота Н₂SiO₃ может быть получена действием кислот на растворы ее солей. Кремниевая кислота малорастворима в воде. Осадок имеет вид бесцветного студня, причем состав его отвечает не простой формуле H₂SiO₃, а более общей nSiO₂∙mН₂О. Кремниевая кислота очень слабая, ее соли называются силикатами. Из силикатов растворимы только соли щелочных металлов Na₂ SiO₃ и K₂SiO₃, называемые растворимым стеклом. Их растворы подвергаются гидролизу и имеют щелочную реакцию:

2K₂SiO₃ + 2Н₂О = K₂Si₂O₅ + 2KOH.

Выполнение работы

В пробирку налить 3–4 мл воды, добавить несколько капель синего лакмуса и пропустить в воду углекислый газ из аппарата Киппа. Требование к результатам опыта Написать уравнение реакции взаимодействия воды с СО2 и объяснить изменение окраски лакмуса.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

27.2. Вычислить объем одного моля эквивалентов СО2 в реакции С + О2 = СО2 при нормальных условиях. (Ответ: 5,6 л). 27.3. Составить уравнения реакций взаимодействия: а) NaHCO3 и HCl; б) NaHCO3 и NaOH; в) Ca(HCO3)2 и NaOH; г) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.

Лабораторная работа 28

Углеводороды

Цель работы: изучить понятия «алканы», «алкены», «алкины».

Задание: провести опыты по получению этилена и ацетилена, изучить свойства этилена, ацетилена и бензола. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Углеводороды являются простейшими по составу органическими соединениями, так как состоят только из углерода и водорода. При замещении в молекулах углеводородов атомов водорода на атомы или группы атомов (радикалы) других элементов получаются другие классы органических соединений (производные углеводородов).

По характеру связи между углеродными атомами различают углеводороды с простыми связями, в которых все атомы углерода связаны одной ковалентной связью, и углеводороды с кратными (двойными или тройными) связями. В углеводородах с двойными связями два углеродных атома связаны между собой двумя ковалентными связями. Простейшим из этих углеводородов является этилен СН₂=СН₂.

Углеводороды с тройной связью содержат атомы углерода, связанные между собой тремя ковалентными связями, например ацетилен Н−С≡С−Н.

Углеводороды с простой связью характеризуются малой химической активностью. Они не вступают в реакции присоединения и, вследствие этого, получили название предельных (насыщенных) углеводородов. Однако при определенных условиях они способны к реакциям замещения. Углеводороды с кратными связями способны за счет разрыва второй и третьей связи присоединять водород, галогены и т. д. Например:

CН₂=CН₂ + Br₂ → CН₂Br−CН₂Br.

этилен дибромэтан

Поэтому они названы непредельными (ненасыщенными) углеводородами.

Кратные связи могут содержаться и в молекулах циклических углеводородов. В тех случаях, когда цикл состоит из шести углеродных атомов, связанных между собой чередующимися простыми и двойными связями, углеводороды называются ароматическими. Простейшим из них является бензол С₆Н₆:

 

Несмотря на то, что в молекулах ароматических углеводородов имеются три двойные связи, они по своим химическим свойствам ближе к предельным углеводородам, т.е. способны, главным образом, к реакциям замещения.

Выполнение работы

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку налить 1–1,5 мл этилового спирта и 5 мл концентрированной серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл). Укрепить… Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции получения этилена.

Примеры решения задач

Пример 28.1. Написать уравнения реакций, при помощи которых из метана и неорганических реагентов можно получить бутан.

Решение. Бромированием метана можно получить бромметан:

CH₄ + Br₂ → CH₃Br + HBr.

При нагревании бромметана с натрием образуется этан:

2CH₃Br + 2Na → C₂H₆ + 2NaBr.

При взаимодействии этана с бромом образуется бромэтан:

C₂H₆ + Br₂ → C₂H₅Br + HBr.

Бутан получается из бромэтана по реакции Вюрца:

2C₂H₅Br + 2Na → C₄H₁₀ + 2NaBr.

Пример 28.2. При сжигании газообразного углеводорода объемом 2,24 л было получено оксида углерода (IV) массой 13,2 г и воды массой 7,2 г. Плотность газа по воздуху составляет 1,52 (условия нормальные). Определить молекулярную формулу газа.

Решение. Молярная масса газа равна:

М (возд.) = 29 г/моль; D_возд.(газа) = 1,52;

М (газа) = 29 г/моль ∙ 1,52 = 44 г/моль.

Масса углерода и водорода в 2,24 л углеводорода составляет:

12 г углерода образует 44 г СО₂

х г углерода образует 13,2 г СО₂ х = = 3,6 г С;

2 г водорода образует 18 г Н₂О

y г водорода образует 7,2 г Н₂О у = 0,8 г Н.

Масса углерода и водорода в сожженном газе составляет

3,6 + 0,8 = 4,4 г.

Рассчитаем массу 2,24 л углеводорода:

44 г углеводорода занимает объем 22,4 л

х г углеводорода занимает объем 2,24 л х = 4,4 г.

Итак, газ состоит только из углерода и водорода. Следовательно,

С:Н = = 1:2,66,

откуда простейшая формула СН_2,66 (М = 14,66). Отношение истинного соединения к массе простейшего соединения составляет . Значит, простейшую формулу надо увеличить в 3 раза, откуда истинная формула газа С₃Н₈.

Пример 28.3. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

этиловый спирт → Х → Y → Z → бутен-1

Указать условия протекания реакций.

Решение. При нагревании этилового спирта до 180–200 °С с концентрированной серной кислотой должен образоваться продукт, реагирующий с бромоводородом. Это этилен (вещество Х). Уравнение реакции

С₂Н₅ОН С₂Н₄ + Н₂О.

В результате присоединения бромоводорода к этилену образуется бромэтан (вещество Y):

С₂Н₄ + НBr → C₂H₅Br.

При нагревании бромэтана в присутствии натрия образуется бутан (Z)

C₂H₅Br + 2Na → C₄H₁₀ + 2NaBr.

Дегидрирование бутана в присутствии катализатора, например никеля – один из способов получения алкенов, в частности бутена-1.

CH₃−CH₂−CH₂−CH₃ CH₂=CH−CH₂−CH₃ + Н₂

Пример 28.4. Написать уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

циклогексан → бензол → толуол → бензойная кислота.

Указать условия протекания реакций.

Решение. Циклогексан превращается в бензол при пропускании его паров над нагретым платиновым катализатором:

С₆Н₁₂ С₆Н₆ + 3Н₂.

Ввести алкильную группу в бензольное кольцо можно действием галогеналкила в присутствии хлорида алюминия:

C₆H₆ + CH₃Cl C₆H₅−CH₃ + HCl.

При действии раствора перманганата калия на толуол образуется бензойная кислота:

C₆H₅−CH₃ + 3[O] C₆H₅−COOH + H₂O.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

Al4C3 → CH4 → CH3Br → C2H6 → CO2 → CO → CH4. Указать условия протекания реакций. 28.2. При сгорании 4,3 г образца алкана выделились 6,3 г воды и 6,72 л СО2 при нормальных условиях. Определить формулу…

Лабораторная работа 29

Спирты, альдегиды, кетоны

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств важнейших представителей спиртов, альдегидов и кетонов. Выполнить требования к… Теоретическое введение Спирты– это производные углеводородов, у которых один или несколько атомов водорода замещены на гидроксильные группы…

Выполнение работы

Налить в пробирку 2–3 мл раствора К2Cr2O7, 1–2 мл разбавленной серной кислоты и прилить по каплям примерно 0,5–1 мл этилового спирта. Обратить… Требование к результату опыта Закончить уравнение реакции К2Cr2O7+ Н2SO4 + C2H5OH → ….

Примеры решения задач

Пример 29.1.Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

С₂Н₄ → Х → Y → С₂Н₅−О−С₂Н₅.

Указать условия протекания реакций. Назвать вещества Х и Y.

Решение. Конечный продукт – диэтиловый эфир – получается из этилового спирта, следовательно, вещество Y – этанол. Перейти от этилена к этанолу можно через промежуточное соединение – галогенопроизводное этана (вещество Х).

При взаимодействии этилена с бромоводородом образуется бромэтан:

C₂H₄ + HBr → C₂H₅Br.

Бромэтан гидролизуется до спирта действием водного раствора NaOH:

C₂H₅Br + NaOH → C₂H₅OH + NaBr.

При нагревании этанола до 140 °С в присутствии серной кислоты в качестве катализатора образуется диэтиловый эфир:

C₂H₅OH С₂Н₅−О−С₂Н₅ + H₂O.

Пример 29.2. Какая масса пропилата натрия может быть получена при взаимодействии 15 г пропанола-1 с 9,2 г натрия?

Решение. Записываем уравнение реакции между пропанолом-1 и металлическим натрием:

2CH₃−СH₂−СН₂−OH + 2Na → 2CH₃−СH₂−СН₂−ONa + H₂.

Определяем количества вещества пропанола-1 и натрия:

υ (С₃Н₇ОН) = моль;

υ (Na) = моль.

Из уравнения реакции следует, что число моль спирта и натрия должны быть равны, следовательно, натрий взят в избытке.

На основании уравнения реакции записываем:

υ (C₃H₇ONa) = υ(C₃H₇OH); υ (C₃H₇ONa) = 0,25 моль.

Определяем массу пропилата натрия, которую можно получить:

m (C₃H₇ONa) = υ(C₃H₇ONa) ∙ M(C₃H₇ONa);

m (C₃H₇ONa) = 0,25 ∙ 82 = 20,5 г.

Пример 29.3. Формалин представляет собой 40 %-ный водный раствор формальдегида. Рассчитать массу метанола, которую необходимо окислить для получения 600 г формалина.

Решение. Вычисляем массу формальдегида, который потребуется для приготовления формалина:

m (CH₂O) = 240 г.

Количество вещества требуемого формальдегида равно

υ (CH₂O) = 8 моль.

Составляем уравнение реакции окисления метанола:

CH₃OH + [O] → CH₂O + H₂O.

Из уравнения реакции следует, что υ (CH₃OH) = υ(CH₂O); υ(CH₂O) = 8 моль.

Масса требуемого метанола равна

m (CH₃OH) = υ(CH₃OH) ∙ M (CH₃OH);

m (CH₃OH) = 8 ∙ 32 = 256 г.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

(Ответ: 0,25 моль). 29.2. Назвать вещества Х и Y и написать уравнения реакций, с помощью которых… а) пропанол-1 → Х → пропанол-2; б) этанол → Y → 1,2-дихлорэтан.

Лабораторная работа 30

Органические кислоты

Цель работы: изучить свойства органических кислот.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств органических кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Карбоновые кислоты – производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на карбоксильную группу

 

 

Особенности химических свойств карбоновых кислот обусловлены сильным взаимным влиянием карбонильной

 

и гидроксильной О−Н групп.

Поэтому все химические реакции карбоновых кислот будут идти по следующим направлениям:

Замещение водорода в гидроксильной группе. Карбоновые кислоты – слабые электролиты и взаимодействуют с активными металлами, оксидами и гидроксидами металлов с образованием солей:

2CH₃COOH + Mg → Mg(CH₃COO)₂ + H₂;

уксусная кислота ацетат магния

C₂H₅COOH + NaOH → C₂H₅COONa + H₂O.

пропионовая кислота пропионат натрия

Замещение всей гидроксильной группы. Карбоновые кислоты реагируют со спиртами в присутствии сильных неорганических кислот, в результате образуется сложный эфир:

пропионовая метиловый метиловый эфир пропионовой кислоты

кислота спирт (метилпропионат)

Выполнение работы

· Налить в пробирку 2−3 мл раствора уксусной кислоты и внести туда немного стружек магния. Что наблюдается? Какое свойство карбоновых кислот… · В пробирку насыпать немного соды Na2CO3 и прилить раствор уксусной кислоты.… · В пробирку насыпать немного уксуснокислого натрия СН3СООNa и прилить 1−2 мл концентрированной серной кислоты.…

Примеры решения задач

Пример 30.1.Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Метан → X → Y → уксусная кислота.

Назвать вещества X и Y.

Решение. При нагревании метана получают ацетилен – вещество Х:

2СН₄ → С₂Н₂ + 3Н₂.

Гидратацией ацетилена в присутствии солей ртути (II) синтезируют уксусный альдегид – вещество Y:

C₂H₂ + H₂O → CH₃COH.

Окислив уксусный альдегид кислородом воздуха в присутствии катализатора, получают уксусную кислоту:

2СН₃СОН + О₂ → 2СН₃СООН.

Пример 30.2. В трех пробирках без надписей находятся следующие вещества: этанол, муравьиная кислота, уксусная кислота. Какие химические реакции следует провести, чтобы различить эти вещества?

Решение. Спирт (этанол) можно отличить по действию веществ на индикаторы. Например, кислоты окрашивают синий лакмус в красный цвет, спирт – нет.

Различить муравьиную и уксусную кислоту легко, так как муравьиная кислота проявляет некоторые свойства альдегидов. Например, она вступает в реакцию «серебряного зеркала» (уксусная – нет):

НСООН + Ag₂O → CO₂↑ + 2Ag + H₂O.

Пример 30.3. Какой объем уксусной эссенции плотностью 1,07 г/мл надо взять для приготовления столового уксуса объмом 200 мл и плотностью 1,007 г/мл? Массовая доля уксусной кислоты в уксусной эссенции равна 80 %, в столовом уксусе – 6 %.

Решение. Определяем массу раствора уксуса, который надо приготовить:

m = V∙ ρ; m = 200 ∙ 1,007 = 201,4 г.

Рассчитаем массу уксусной кислоты, которая содержится в уксусе:

m (CH₃COOH) = m ∙ ω (CH₃COOH) = 201,4 ∙ 0,06 = 12,1 г.

Вычисляем массу уксусной эссенции m′, которая содержит уксусную кислоту массой 12,1 г:

г.

Находим объем уксусной эссенции:

мл.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

С2Н4 → С2Н5СОН → С3Н7ОН → С3Н7СООН. 30.2. Сколько изомерных карбоновых кислот может соответствовать формуле… 30.3.При окислении муравьиной кислоты получили газ, который пропустили через избыток раствора гидроксида кальция. При…

Лабораторная работа 31

Распознавание высокомолекуляных материалов

Цель работы: изучить свойства высокомолекулярных соединений.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств высокомолекулярных соединений. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет.

Теоретическое введение

Полихлорвиниловые изделия размягчаются при 50–60 °С, легко свариваются в небольшом пламени. При нагревании выделяется хлороводород, который можно обнаружить по образованию белого дыма (NH₄Cl), поднеся к пробирке стеклянную палочку, смоченную раствором аммиака. Если накаленную медную проволоку прижать к образцу, а затем внести его в пламя горелки, то пламя окрашивается в ярко-зеленый цвет. При горении образцов наблюдается обильное выделение копоти.

Разбавленные кислоты и щелочи заметного действия на полихлорвинил не оказывают; в концентрированных неорганических кислотах он сжимается и чернеет.

Аминопласты окрашены в светлые тона, при нагревании не плавятся, горят с трудом, почти без копоти, не растворимы ни в одном из растворителей. При разложении образуют летучие продукты щелочного характера, окрашивающие индикаторную бумагу в синий цвет.

Капрон начинает плавиться при температуре 216 °С. С трудом загорается голубоватым пламенем и быстро гаснет. При нагревании разлагается с выделением аммиака. Из расплавленного капрона можно вытянуть тонкие нити. По отношению к щелочам и разбавленным кислотам капрон устойчив; в концентрированных кислотах растворяется.

Каучук – эластичный материал, из которого путем специальной обработки получают резину. Сырой каучук липок, непрочен, при небольшом понижении температуры становится хрупким. Для увеличения эластичности и повышения прочности, износоустойчивости, стойкости к агрессивным средам каучук подвергают вулканизации путем нагревания в присутствии серы с различными наполнителями (сажа, мел, оксид цинка и др.). В процессе вулканизации линейные макромолекулы каучука сшиваются между собой дисульфидными мостиками (–S–S–) и образуется пространственный полимер – резина. Резина отличается от каучука большей эластичностью и прочностью. Она устойчива к действию температуры и растворителей.

Выполнение работы

· Поместить в пробирку кусочек полимера, нагреть и заметить его размягчение, а затем разложение с выделением газообразного хлороводорода. В… · Сильно нагреть медную проволоку в пламени спиртовки, затем прижать ее к… Опыт 2. Обнаружение аминопластов

Лабораторная работа 32

Получение фенолоформальдегидных смол

Задание: реакцией поликонденсации получить новолачную и резольную фенолоформальдегидные смолы. Выполнить требования к результатам опытов, оформить… Теоретическое введение Фенолоформальдегидные смолы получают реакцией поликонденсации фенола С6Н5ОН и формальдегида СН2О. В зависимости от…

Выполнение работы

Поместить в пробирку 2 г кристаллического фенола, добавить туда же 3−4 мл 40 %-го раствора формалина. Смесь взболтать до полного… Требования к результатам опыта

Примеры решения задач

Пример 32.1.Чему равна степень полимеризации изобутилена при получении полиизобутилена с молекулярной массой 56280?

Решение.Полиизобутилен (полимер) получается реакцией полимеризации изобутилена (мономера), реакция представлена следующей схемой:

 

СН₃

n CH₂=C–CH₃ −СH₂–C–

CH₃ CH₃ n

изобутилен полиизобутилен

Степень полимеризации n показывает, какое число молекул мономера вступает в реакцию полимеризации. Молекулярная масса изобутилена С₄Н₈ равна 56, средняя молекулярная масса полимера 56280. Следовательно, степень полимеризации

1005

Пример 32.2.Составить уравнение реакции сополимеризации бутена-1

(CH₂=CH–CH₂–CH₃) и стирола CH₂=CH,

 

C₆H₅

если число молекул бутена-1 и стирола, входящих в состав макромолекул, находятся в соотношении 2:1.

Решение. Сополимеризация – это реакция полимеризации, в которой участвуют молекулы разных мономеров. В данном случае одним мономером является бутилен, другим стирол. Уравнение реакции сополимеризации имеет вид:

n (CH₂=CH–CH₂–CH₃ + CH₂=CH + CH₂=CH–CH₂–CH₃) ®

 

C₆H₅

® (–CH₂–CH–CH₂–CH–CH₂–CH–) _n

C₂H₅ C₆H₅ C₂H₅

Пример 32.3. Составить схему реакции поликонденсации ацетальдегида с фенолятом натрия, считая, что на 2 моль фенолята натрия приходится 1 моль ацетальдегида.

Решение.Поликонденсация – это реакция синтеза полимера из низкомолекулярных соединений, содержащих две или несколько функциональных групп, сопровождающаяся выделением за счет этих групп таких низкомолекулярных веществ, как вода, аммиак, галогеноводород.

Данная реакция поликонденсации может быть представлена следующей схемой:

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

32.2. Написать уравнение реакции полимеризации формальдегида и определить степень полимеризации в реакции получения полиформальдегида со средней… 32.3. Написать уравнение реакции получения политетрафторэтилена (фторпласта-4)… 32.4. Составить уравнение реакции сополимеризации пропилена и изобутилена. Вычислить степень полимеризации, если…

Выполнение работы

Работа по анализу сводится к тому, что металл под действием какого-нибудь растворителя (HCl, HNO3, NH4Cl) окисляется и переводится в раствор в виде… Опыт 1. Обнаружение магния В пробирку поместить кусочек металла и добавить 2−3 мл концентрированного раствора хлорида аммония. Интенсивное…

Примеры решения задач

Пример 33.1. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций: Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓;

Ag⁺ + Br⁻ = AgBr↓;

Pb²⁺ + 2Cl⁻ = PbCl₂↓.

Решение. Обнаружение катионов проводят в растворе, следовательно, исходные вещества должны быть растворимыми сильными электролитами. В результате реакции образовался один осадок, значит, второе образующееся вещество также должно быть растворимым сильным электролитом. Например,

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl;

AgNO₃ + NaBr = AgBr↓ + NaNO₃;

Pb(NO₃)₂ + 2NaCl = PbCl₂↓ + 2NaNO₃.

Пример 33.2.При анализе раствора соли металла под действием сульфида аммония выпал осадок белого цвета. Какие катионы может и какие не может содержать исследуемый раствор?

Решение. Сульфиды железа, никеля и кобальта черного цвета, значит, в данном растворе катионы этих металлов отсутствуют. Белый цвет осадка свидетельствует о присутствии катионов алюминия или цинка.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

33.2. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций: Ag+ + I− = AgI↓; Ni2+ + 2OH− = Ni(OH)2↓;

Лабораторная работа 34

Качественные реакции на анионы

Цель работы: изучить качественные реакции на анионы.

Задание: доказать наличие определенных анионов с помощью специфических реакций. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Анионы классифицируют по растворимости солей, либо по окислительно-восстановительным свойствам. Так многие анионы (SO₄²⁻, SO₃²⁻, CO₃²⁻, SiO₃²⁻, F⁻, PO₄³⁻, CrO₄²⁻ и др.) имеют групповой реагент BaCl₂ в нейтральной или слабокислой среде, т.к. соли бария и этих анионов мало растворимы в воде. Групповым реагентом на ионы Cl⁻, Br⁻, I⁻, SCN⁻, CN⁻, S²⁻и др. служит AgNO_3.

Для анионов S²⁻, SO₃²⁻, NO₂⁻, C₂O₄²⁻, играющих роль восстановителей, групповым реагентом будет перманганат калия KMnO₄ в кислой среде. Групповым признаком является обесцвечивание раствора.

Отдельные ионы могут быть обнаружены с помощью тех или иных специфических реакций. Например, при действии на анионы CO₃²⁻ сильной кислоты протекает реакция с выделением пузырьков диоксида углерода CO_2.. Сульфид-ион при действии сильных кислот переходит в сероводородную кислоту, которая выделяется из раствора в виде газообразного сероводорода H₂S.

Выполнение работы

Налить в пробирку 1−2 мл раствора хлорида натрия и добавить несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдается? Опыт 2. Реакция на ион Налить в три пробирки по 1−2 мл растворов: в одну – серной кислоты, в другую – сульфата натрия, в третью –…

Примеры решения задач

Пример 34.1. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций: H⁺ + S²⁻ = H₂S↑;

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓;

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓?

Решение. Обнаружение анионов проводят в растворе, следовательно, исходные вещества должны быть растворимыми сильными электролитами. В результате реакции образуется осадок или газ, значит, второе образующееся вещество также должно быть растворимым сильным электролитом. Например,

2HCl + Na₂S = H₂S↑ + 2NaCl;

AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃;

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl.

Пример 34.2. При действии нитрата серебра на исследуемый раствор выпал осадок желтого цвета. Какие анионы может содержать исследуемый раствор?

Решение. Катионы серебра образуют желтые осадки при взаимодействии с бромид-, иодид-, хромат-ионами.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

34.2. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций: 2Ag+ + S2− = Ag2S↓; Ba2+ + CO32− = BaCO3↓;

Лабораторная работа 35

Количественное определение железа в растворе его соли

Цель работы: познакомиться с одним из методов количественного анализа − химическим анализом.

Задание: определить количественное содержание железа в исследуемом растворе сульфата железа титриметрическим методом. Выполнить требования к результатам опыта, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Количественный анализ − совокупность методов, с помощью которых определяют содержание (массы, концентрации и т.п.) или количественные соотношения компонентов в анализируемом образце.

Все методы количественного анализа делятся на две большие группы: инструментальные и химические, в основе которых лежит химическая реакция. К химическим методам относятся гравиметрические и титриметрические методы анализа.

Гравиметрический анализ состоит в определении массы и содержания какого-либо элемента, иона или химического соединения в анализируемом объекте. Определяемый компонент осаждают из раствора в виде какого-либо малорастворимого соединения, которое затем отделяют от раствора.

Титриметрические методы анализа основаны на измерении объема раствора реагента с точно известной концентрацией, затраченного на взаимодействие с определенным объемом анализируемого вещества. Раствор, концентрация которого (обычно титр раствора) точно известна, называется титрованным. Титром называется масса вещества, содержащегося в 1мл (см³) титрованного раствора. Определение проводят способом титрования, т.е. постепенного приливания титрованного раствора к раствору анализируемого вещества, объем которого точно измерен. Титрование прекращается при достижении точки эквивалентности, т.е. достижения эквивалентности реагента титруемого раствора и анализируемого компонента.

Одной из разновидностей титриметрического анализа является окислительно-восстановительное титрование, суть которого заключается в титровании раствора восстановителя титрованным раствором окислителя или в титровании раствора окислителя титрованным раствором восстановителя.

Определение железа и его соединений основано на титровании раствора, содержащего ионы Fe²⁺ (восстановителя), раствором перманганата калия (окислителя) известной концентрации. Реакция протекает по уравнению

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O.

Выполнение работы

10 мл 2 н. раствора серной кислоты и прилить в колбу, добавляя туда же небольшими порциями дистиллированную воду и постоянно перемешая раствор… Наполнить бюретку 0,05 н. раствором перманганата калия KMnO4 и установить… Провести ориентировочное титрование соли железа (II) перманганатом калия. Для этого взять пипеткой 10 мл раствора из…

Таблица 35.1

Данные опыта и результаты расчетов

Требования к результатам опыта 1. Рассчитать молярную концентрацию эквивалентов раствора соли железа по… сэк (FeSO4) · V (FeSO4) = сэк (KMnO4) · V (KMnO4) ,

Примеры решения задач

Пример 35.1.Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент KCrO₂ как восстановителя, если KCrO₂ окисляется до K₂CrO₄.

Решение. При окислении KCrO₂ степень окисления хрома повышается с +3 до +6. Молярная масса эквивалентов восстановителя равна частному от деления молярной массы восстановителя на число отданных электронов:

М_эк (KCrO₂) = 123 / 3 = 41 г/моль; эквивалент KCrO₂ равен ⅓ KCrO₂.

Пример 35.2.Найти нормальность раствора NaOH, если нa титрование 20 мл 0,1 н. раствора щавелевой кислоты израсходовано 21мл NaOH.

Решение. Поскольку вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах, то можно записать н._к ∙ V_к = н._щ ∙ V_щ

где н._к. – нормальность раствора кислоты, V_к − объем кислоты; н._щ – нормальность раствора щелочи, V_щ – объем щелочи. Следовательно, нормальность NaOH равна н._щ = н._к.∙ V_к / V_щ = 0,1∙20 / 21 = 0,952.

Таким образом, для титрования был использован 0,952 н. раствор NaOH.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

35.2. Вычислить титры растворов: а) 0,05 М NaCl; б) 0,004 н. Ca(OH)2; в) 0,5 н. HNO3. (Ответ: а) 0,00292 г/мл; б) 0,148∙10−3 г/мл; в)… 35.3. Чему равна масса осадка, образующегося при сливании 250 мл раствора карбоната натрия с молярной концентрацией…

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Материал систематизирован и изложен в форме, удобной для изучения и усвоения. Использование пособия в учебном процессе будет способствовать… Полученные в курсе химии знания необходимы студентам при изучении последующих…

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

2. Коровин Н. В. Общая химия. – М. : Высш. шк., 2008. – 558 с. 3. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш.… 4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М. : Интеграл-Пресс, 2009. – 240 с.

Приложение А

 

Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета.

Требования к оформлению отчета по лабораторной работе

Содержание отчета: · титульный лист (образец прилагается); · цель работы;

ИрГТУ

КАФЕДРА ХИМИИ И ПИЩЕВОЙ ТЕХНОЛОГИИ

 

Отчет

по лабораторной работе (номер и название работы)

 

Выполнил студент группы….

Фамилия, инициалы

 

Проверил преподаватель

Фамилия, инициалы

 

Иркутск 2012

Приложение Б

Таблица 1

Стандартные энтальпии образования ∆_fН°₂₉₈, энтропии S°₂₉₈ и энергии Гиббса образования ∆_fG°₂₉₈ некоторых веществ при 298 К (25 °С)

Вещество	∆fН°298 кДж/моль	S°298 Дж/моль·К	∆fG°298 кДж/моль
Al (к)	–	28,32	–
Al2O3 (к)	–1676	50,9	–1580
С(графит)	–	5,7	–
СO (г)	–110,5	197,5	–137,1
СO2 (г)	–393,5	213,7	–394,4
СH4 (г)	–74,9	186,2	–50,8
С2H2 (г)	226,8	200,8	209,2
С2H4 (г)	52,3	219,4	68,1
СH3OH (ж)	–238,6	126,8	–166,23
С2H5OH (г)	–235,3		–167,4
СaCO3 (к)	–1207,1	92,9	–1128,7
СaO (к)	–635,5	39,7	–604,4
СaC2 (к)	–62,7	70,3	–67,8
Сa(OH)2 (к)	–986,2	83,4	–898,5
СuO (к)	–162	42,6	–129,4
Fe (к)	–	27,2	–
FeO (к)	–264,8	58,8	–244,3
Fe2O3 (к)	–822,2	89,9	–740,8
Н2 (г)	–	130,6	–
H2O (г)	–241,8	188,7	–228,6
H2O (ж)	–285,8	70,1	–237,3
H3PO4 (к)	–1279,9	110,5	–1119,9
NH3 (г)	– 46,2	192,6	–16,7
NH4 NO3 (к)	–365,7	151,1	–183,9
NO (г)	90,3	210,6	86,7
NO2 (г)	33,5	240,4	51,84
N2O(г)	82,1		104,2
O2 (г)	–		–
РСl3 (г)	–277	311,7	–286,3
РСl5 (г)	–369,4	324,6	–362,9
P2O5 (к)	–1492	114,5	–1348,8
Pb (к)	–	64,9	–
PbO (к)	–217,3	69,5	–188,5
PbO2 (к)	–276,6	76,4	–219

Таблица 2

Плотность раствора соляной кислоты при 15 °С

Таблица 3

Растворимость некоторых солей и оснований в воде

Примечание: р – растворимое; м – малорастворимое; н – практически нерастворимое вещество; «−» − вещество не существует или разлагается…  

Таблица 4

Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25 °С

И электродные реакции для некоторых металлов

 

Периодическая система

*Л А Н Т А 58 Сe 140,12 4f25d16s2 ЦЕРИЙ 59 Pr 140,9 4f36s2 ПРАЗЕОДИМ 60 Nd 144,24 4f46s2 НЕОДИМ … **A К Т И 90 Th 232,0381 6d27s2 ТОРИЙ 91 Pa …

Таблица 5

элементов Д.И. Менделеева

 

Э Л Е М Е Н Т О В
VA VB	VIA VIB	VIIA VIIB	VIIIA VIIIB
	(Н)	Нe2 4,0026 1s2 ГЕЛИЙ 2	Распределение электронов по застраивающимся и последующим застроенным подуровням   Символ Атомный элемента номер       О 8 15,992s22p4 КИСЛОРОД 2 6   Атомная масса Распределение электронов по уровням
N 7 14,006 2s22p3 АЗОТ 2 5	O 8 15,99 2s22p4 КИСЛОРОД 2 6	F 9 18,99 2s22p5 ФТОР 2 7	Ne 10 20,179 2s22p6 НЕОН 2 8
P 15 30,973 3s23p3 ФОСФОР 2 8 5	S16 32,06 3s23p4 СЕРА 2 8 6	Cl 17 35,453 3s23p5 ХЛОР 2 8 7	Ar 18 39,946 3s23p6 АРГОН 2 8 8
23 V 3d34s2 50,941 ВАНАДИЙ 2 8 11 2	24 Cr 3d54s1 51,996 ХРОМ 2 8 13 1	25 Mn 3d54s2 54,9380 МАРГАНЕЦ 2 8 13 2	26 Fe 3d64s2 55,847 ЖЕЛЕЗО 2 8 14 2	27 Co 3d74s2 58,93 КОБАЛЬТ 2 8 15 2	28 Ni 3d84s2 58,70 НИКЕЛЬ 2 8 16 2
As 33 74,922 4s24p3 МЫШЬЯК 2 8 18 5	Se 34 78,96 4s24p4 СЕЛЕН 2 8 18 6	Br 35 79,904 4s24p5 БРОМ 2 8 18 7	Kr 36 83,80 4s24p6 КРИПТОН 2 8 18 8
41 Nb 4d45s1 92,906 НИОБИЙ 2 8 18 12 1	42 Mo 4d55s1 95,94 МОЛИБДЕН 2 8 18 13 1	43 Tc 4d55s2 [98] ТЕХНЕЦИЙ 2 8 18 13 2	44 Ru 4d75s1 101,07 РУТЕНИЙ 2 8 18 15 1	45 Rh 4d85s1 102,905 РОДИЙ 2 8 18 16 1	46 Pd 4d105s0 106,4 ПАЛЛАДИЙ 2 8 18 18 0
Sb 51 121,75 5s25p3 СУРЬМА 2 8 18 18 5	Te52 127,60 5s25p4 ТЕЛЛУР 2 8 18 18 6	I53 126,90 5s25p5 ИОД 2 8 18 18 7	Xe 54 131,30 5s25p6 КСЕНОН 2 8 18 18 8
73 Ta 5d36s2 180,94 ТАНТАЛ 2 8 18 32 11 2	74 W 5d46s2 183,85 ВОЛЬФРАМ 2 8 18 32 12 2	75 Re 5d56s2 186,207 РЕНИЙ 2 8 18 32 13 2	76 Os 5d66s2 190,2 ОСМИЙ 2 8 18 32 14 2	77 Ir 5d76s2 192,22 ИРИДИЙ 2 8 18 32 15 2	78 Pt 5d96s1 195,08 ПЛАТИНА 2 8 18 32 17 1
Bi83 208,98 6s26p3 ВИСМУТ 2 8 18 32 18 5	Po 84 [209] 6s26p4 ПОЛОНИЙ 2 8 18 32 18 6	At 85 [210] 6s26p5 АСТАТ 2 8 18 32 18 7	Rn 86 [222] 6s26p6 РАДОН 2 8 18 32 18 2
105 Db 6d37s2 [262] дубний 2 8 18 32 32 11 2	106 Sg 6d47s2 [263] сиборгий 2 8 18 32 32 12 2	107 Bh 6d57s2 [264] борий 2 8 18 32 32 13 2	108 Hs 6d67s2 [265] хассий 2 8 18 32 32 14 2	109 Mt 6d77s2 [266] мейтнерий 2 8 18 32 32 15 2	110 Ds 6d87s2 [271] Дармштадтий 2 8 18 32 32 16 2

Н О И Д Ы

65 Tb 158,9254 4f96s2 ТЕРБИЙ

66 Dy 162,50 4f106s2 ДИСПРОЗИЙ

67 Ho 164,9304 4f116s2 ГОЛЬМИЙ

68 Er 167,26 4f126s2 ЭРБИЙ

69 Tm 68,9342 4f136s2 ТУЛИЙ

70 Yb 173,04 4f146s2 ИТТЕРБИЙ

71 Lu 174,97 4f145d16s2 ЛЮТЕЦИЙ

Н О И Д Ы

97 Bk [247] 5f86d17s2 БЕРКЛИЙ

98 Cf [251] 5f107s2 КАЛИФОРНИЙ

99 Es [252] 5f117s2 ЭЙНШТЕЙНИЙ

100 Fm [257] 5f127s2 ФЕРМИЙ

101 Md [258] 5f137s2 МЕНДЕЛЕВИЙ

102 No [259] 5f147s2 НОБЕЛИЙ

103 Lr [260] 5f146d17s2 ЛОУРЕНСИЙ

 

 

Развернуть

Открыть в широком формате