Реферат Курсовая Конспект
Основные классы неорганических соединений. Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение теплоты реакции нейтрализации. Скорость химической реакции. Катализ - раздел Химия, Оглавление ...
|
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.
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.
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 (Mэк) 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 МВ – молярная масса вещества В; nē – 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 ; Мэк (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 ; Мэк (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
Таблица 2.2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
Температура Т, К | Давление водяного пара, кПа | Температура Т, К | Давление водяного пара, кПа | Температура Т, К | Давление водяного пара, кПа |
1,693 | 2,186 | 2,799 | |||
1,817 | 2,337 | 2,982 | |||
1,933 | 2,479 | 3,166 | |||
2,062 | 2,642 | 3,360 |
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
Мэк (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 Мэк (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 Мэк (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
Мэк (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
Мэк (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 Мэк (P2O5) = = 23,7 г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са2+), равен ½ СаО, а Мэк (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:
Мэк (элемента) = ,
где МА – 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:
Мэк (РН3) = Мэк (Р) + Мэк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;
Мэк (Р2О3) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;
Мэк (Р2О5) = Мэк (Р) + Мэк (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 Vэк (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; Мэк (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 Vэк (Н2) = 22,4/2 = 11,2 л. Аналогично М (О2) = 32 г/моль, Мэк (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 Vэк (О2) = 22,4/4 = 5,6 л.
Подставив в формулу численные значения, находим, что Мэк (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 Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода). Отсюда Мэк (металла) = Мэк (оксида) − Мэк (кислорода) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.
Молярная масса эквивалентов элемента (Мэк) связана с атомной массой элемента (МА) соотношением: Мэк (элемента) =, где ½с.о.½ − степень окисления элемента. Отсюда МА = Мэк (металла) ∙ ½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.
Таким образом, Мэк (оксида) = 35,45 г/моль; Мэк (металла) = 27,45 г/моль; МА (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
Мэк (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 Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода), а Мэк (соли) = Мэк (металла) + Мэк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:
;
,
отсюда Мэк (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:
; Мэк (Cr) = г/моль.
Степень окисления хрома находим из соотношения ,
отсюда |c. o.| = = 3.
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. = (рΔf Н °С + qΔf Н°D) − (nΔf Н°А + mΔf Н°B),
где Δf 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
Любая реакция нейтрализации сильной кислоты щелочью сводится к процессу Н+ + ОН‾ → Н2О.
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 1 н. раствора щелочи. В другой сухой стакан налить 25 мл 1 н. раствора серной кислоты. Опустить в раствор щелочи термометр. Записать температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влить кислоту в щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметить и записать максимальную температуру. Эту температуру считать конечной.
Требования к результатам работы
Полученные данные занести в табл. 3.1.
Таблица 3.1
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.
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
3.1. а). Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СО (г) и Н2 (г), в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л СО при нормальных условиях? (Ответ: –206,2 кДж; 920,5 кДж).
б). Прямая или обратная реакция будет протекать при 298 К в системе
2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)?
Ответ обосновать, вычислив ∆G°х.р..
3.2. а). Реакция горения этилена выражается уравнением
С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г).
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; CА и CВ – 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.
Таблица 4.1
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Налить в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки – по 3 мл раствора серной кислоты.
Первую пару пробирок (кислота – тиосульфат) и термометр поместить в стакан с водой комнатной температуры. Через 3–5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, записать показания термометра. Слить растворы в одну пробирку и встряхнуть ее несколько раз. Определить время от начала реакции до появления заметной мути.
Для следующего определения в стакан подлить горячей воды так, чтобы температура стала на 10 °С выше. Поместить вторую пару пробирок и оставить их на 3–5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слить содержимое пробирок и отметить время. Повторить опыт с третьей парой пробирок, повысив температуру еще на 10 °С.
Требования к результатам опыта
Данные опыта занести в табл. 4.2.
Таблица 4.2
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): СА = 5 , СВ = 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.
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.
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 (Ak). Под производительностью катализатора подразумевают количество вещества, получающееся в единицу времени с единицы площади поверхности (Sk), массы (mk) или объема (Vk) катализатора. Производительность катализатора равна
,
где m − масса получаемого вещества; τ − время протекания процесса.
Для определения производительности катализатора выразим время в часах:
Ak == 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 Ea, а с катализатором – через Ea/, 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.
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 Кс. 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
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, КС = 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 КС = 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.
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(сэк (В) или н.) – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:
, моль/л,
где nэк (В) – количество эквивалентов вещества В, моль; mB – масса вещества В, г; Мэк (В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; Vр – объем раствора, л.
Массовая доля растворенного вещества В(ωВ) – отношение (обычно – процентное) массы растворенного вещества к массе раствора:
,
где mB – масса вещества В, г; mр – масса раствора, г.
Если выражать массу раствора через его плотность (ρ) и объем (Vр), то
.
Титр раствора вещества В(ТВ) показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 1 мл (см3) раствора:
, г/мл,
где mB – масса растворенного вещества В, г; Vp – объем раствора, мл.
Титр также можно рассчитать по формуле
, г/мл,
где Мэк (В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; сэк (В) – молярная концентрация эквивалентов, моль/л.
Таблица 7.1
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(сВ или М) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:
, моль/л, (1)
где nB – количество вещества В, моль; mB – масса вещества В, г; МВ – молярная масса вещества В, г/моль; Vр – 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(сm(B)) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:
, моль/кг, (2)
где nВ – количество вещества В, моль; mB – масса вещества В, г; mS – масса растворителя, г; МВ − 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 mS = 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(хВ), 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 (хВ) равна
, (3)
а молярная доля растворителя (xS)
, (4)
где nB – количество растворенного вещества, моль; nS – 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
VA∙н. (А) = VB∙н. (B);
50∙н. (кислоты) = 25∙0,5, отсюда
н. (кислоты) = 0,25 н..
Следовательно, для реакции был использован 0,25 н. раствор кислоты.
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+ + 3SO42‾;
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+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6Cl‾
3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓;
· газообразные (↑):
2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl
2H+ + 2Cl‾ + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl‾
2H+ + S2- = 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
В одну пробирку налить 1–2 мл раствора уксусной кислоты (CH3COOH), в другую – столько же раствора соляной кислоты (HCl). Взять два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросить по одному в каждую пробирку. Наблюдать выделение газа и отметить, в какой пробирке процесс идет более энергично.
Требования к результатам опыта
1. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия мрамора (СаСО3) с уксусной и соляной кислотой.
2. Сделать вывод, от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа. В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше?
3. Учитывая, что для опыта взяты растворы соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации, сделать вывод об относительной силе исследованных кислот.
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‾.
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+ + S2- + 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
Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей
На полоски универсальной индикаторной бумаги нанести по капле раствора хлорида натрия NaCl, сульфата меди CuSO4, нитрата свинца Pb(NO3)2, карбоната натрия Na2CO3, ацетата калия CH3COOK и ацетата аммония CH3COONH4. По изменению окраски индикаторной бумаги сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли.
Требования к результатам опыта
1. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей, указать рН среды. В случае ступенчатого гидролиза написать уравнения реакций только для первой ступени.
2. Сделать вывод, какие типы солей подвергаются гидролизу.
Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
Налить в пробирку 1–2 мл раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 и постепенно разбавлять водой до выпадения осадка. Прибавить в пробирку с осадком несколько капель концентрированной азотной кислоты. Наблюдать растворение осадка.
Требования к результатам опыта
1. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакции гидролиза нитрата висмута по первой и второй ступени.
2. Сделать вывод о смещении равновесия при разбавлении раствора и добавлении кислоты.
Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
В пробирку налить 5–6 мл раствора ацетата натрия CH3COONa и добавить 1–2 капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделить на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую – нагреть до кипения. Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Дать пробирке охладиться и снова сравнить окраску индикатора в обеих пробирках.
Требования к результатам опыта
1. Составить сокращенное, полное ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза CH3COONa.
2. Сделать вывод о смещении равновесия при изменении температуры.
Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
В одну пробирку налить 2–3 мл раствора сульфата меди (II), в другую – столько же хлорида железа (III). Затем в каждую пробирку добавить по 2–3 мл раствора карбоната натрия. Отметить выделение углекислого газа в обеих пробирках и выпадение осадков. В первой пробирке в осадок выпадает карбонат гидроксомеди (II), во второй – гидроксид железа (III).
Требования к результатам опыта
1. Закончить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:
CuSO4 + Na2CO3 + H2O = … ;
FeCl3 + Na2CO3 + H2O = … .
2. Объяснить, почему не получились карбонаты меди и железа.
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+.
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.
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}.
Лабораторная работа 11
Окислительно-восстановительные реакции
Цель работы: изучить понятия «степень окисления», «окислительно-восстановительные реакции (ОВР)», «окислитель», «восстановитель», «процессы окисления и восстановления», научиться составлять уравнения ОВР с помощью метода электронного баланса, определять тип ОВР.
Задание: провести опыты и выявить влияние реакции среды на ОВР с участием перманганата калия; опытным путем определить окислительно-восстановительные функции нитрита калия; проделать внутримолекулярную реакцию и реакцию диспропорционирования. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
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
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
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+1Сr2хO7–2;
2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:
К2+1Сr2х 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:
(СrхО2−2)−; 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.
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‾
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 = H2.
В случае никелированного железа (катодное покрытие) разрушается железо: (−) Fe | HCl | |Ni (+)
на аноде Fe0 − 2ē = Fe2+
на катоде 2H+ + 2ē = H2.
Выполнение работы
Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте
В пробирку налить 2−3 мл разбавленной соляной кислоты и бросить в нее кусочек цинка. Что наблюдается? В этот раствор поместить медную проволоку, не дотрагиваясь до кусочка цинка. Выделение водорода на меди не происходит (почему?). Ввести медную проволоку глубже, до соприкосновения с цинком. На поверхности меди появляются пузырьки водорода.
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 токообразующей реакций.
3. Сделать вывод, как влияет образование гальванопары на процесс растворения цинка в кислоте.
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.
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 + 2HNO3.
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
В U-образную трубку налить приблизительно до половины раствора иодида калия. Вставить в оба колена трубки угольные электроды и подключить прибор к источнику постоянного электрического тока. Наблюдать окрашивание раствора у анода и выделение газа на катоде. Почему на катоде не выделяется металлический калий? Отключить ток и прибавить 2–3 капли раствора фенолфталеина в катодное пространство. Что наблюдается?
Требования к результатам опыта
1. Составить схему электролиза водного раствора KI . Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.
2. Появление каких ионов в процессе электролиза обусловливает окраску индикатора в катодном пространстве? Указать рН раствора.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U-образную трубку налить раствор сульфата натрия. Погрузить электроды, включить ток и наблюдать выделение пузырьков газа на электродах. Через 1–2 мин отключить ток и добавить в оба колена трубки по несколько капель раствора лакмуса. Обратить внимание на различную окраску лакмуса в анодном и катодном пространстве.
Требования к результатам опыта
1. Составить схему электролиза водного раствора Na2SO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.
2. Указать вещества, которые образуются у катода и анода и изменяют окраску индикатора. Каково значение рН в анодном и катодном пространстве?
Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди
Налить в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь угольными электродами, пропускать ток в течение 4–5 мин. Какое вещество выделяется на катоде? Выделяется ли газ на аноде?
Требования к результатам опыта
1. Составить схему электролиза водного раствора CuSO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.
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+ + SO42–. 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 (+) ¬ SO42–, Н2О
Ni2+ + 2ē = Ni 2Н2О – 4ē = 4Н+ + О2;
у анода 4Н+ + 2SO42– = 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; Мэк – 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: Мэк= 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 (+) ¬ SO42–, Н2О
Cu2+ + 2ē = Сu 2Н2О – 4ē = 4Н+ + О2;
у анода 4Н+ + 2SO42– = 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–.
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.
Опыт 4. Действие щелочи на металлы
В две пробирки налить по 2–3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну из них насыпать небольшое количество цинковых опилок, в другую – алюминиевого порошка. Если реакция не идет, слегка нагреть. Когда начнется интенсивное выделение газа, поднести к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и алюминия с раствором щелочи.
2. Сделать вывод, какие металлы реагируют со щелочами.
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 (Кн). Она характеризует устойчивость комплекса. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион в растворе.
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.
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).
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 Жо;
2) определение карбонатной жесткости Жк;
3) вычисление некарбонатной жесткости Жнк = Жо – Жк.
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
.
Мэк (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 VA∙ сэк·(А) = VB∙ сэк (B),
6,25∙0,08 = 100∙ сэк·(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 – Мэк (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.
Мэк (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).
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.
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.
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).
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).
Лабораторная работа 22
Железо, кобальт, никель
Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта, никеля.
Задание:получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные свойства; убедиться на опытах, что соединения железа (II) проявляют восстановительные, а железа (III) – окислительные свойства; получить комплексные соединения никеля и кобальта. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
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 (Cl2, 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.
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
Налить в пробирку 1–2 мл раствора соли никеля (II), прилить растворNH4OH до образования осадка основной соли. К полученному осадку прилитьизбыток гидроксида аммония до растворения осадка. Наблюдать образование сине-фиолетового раствора аммиаката 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 4.
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.
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 = 2О2‾. 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.
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.
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.
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.
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.
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; Dвозд.(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 СН2,66 (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.
Лабораторная работа 29
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.
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)
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.
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.
Лабораторная работа 32
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:
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.
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 AgNO3.
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 CO2.. Сульфид-ион при действии сильных кислот переходит в сероводородную кислоту, которая выделяется из раствора в виде газообразного сероводорода H2S.
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.
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.
Таблица 35.1
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:
Мэк (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 ∙ Vк = н.щ ∙ Vщ
где н.к. – нормальность раствора кислоты, Vк − объем кислоты; н.щ – нормальность раствора щелочи, Vщ – объем щелочи. Следовательно, нормальность NaOH равна н.щ = н.к.∙ Vк / Vщ = 0,1∙20 / 21 = 0,952.
Таким образом, для титрования был использован 0,952 н. раствор NaOH.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М. : Интеграл-Пресс, 2009. –727 с.
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. шк., 2008. – 255 с.
4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М. : Интеграл-Пресс, 2009. – 240 с.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М. : Высш. шк., 2006. – 743 с.
6. Артеменко А.И. Органическая химия. – М. : Высш. шк., 2007. – 605 с.
7. Васильев В.П. Аналитическая химия. Кн. 1. – М. : Дрофа, 2005. – 366 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
Отчета оформляется на бумаге формата А 4 вручную или на компьютере. При работе на компьютере: размер шрифта – 14; интервал между строк – одинарный; поля – везде по 2 см, внизу – 2,5 см; нумерация страниц – внизу посредине; абзацный отступ – 1,25 см; размещение текста – по ширине.
Содержание отчета:
· титульный лист (образец прилагается);
· цель работы;
· задание;
· краткое теоретическое введение к данной работе;
· название опытов;
· оформление результатов опытов в соответствии с предъявляемыми требованиями.
Защита лабораторной работы осуществляется на занятии, следующем после ее выполнения. При защите студент должен представить отчет по лабораторной работе, составленный по предложенной выше схеме, пояснить все приведенные расчеты и выводы, выполнить свой вариант задания по теме лабораторной работы (решить задачу или составить уравнения химических реакций).
Образец оформления титульного листа
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
Таблица 3
Таблица 4
Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25 °С
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
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 |
– Конец работы –
Используемые теги: основные, Классы, неорганических, соединений, определение, молярной, массы, эквивалентов, цинка, определение, теплоты, реакции, трализации, Скорость, химической, реакции, катализ0.153
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Основные классы неорганических соединений. Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение теплоты реакции нейтрализации. Скорость химической реакции. Катализ
Если этот материал оказался полезным для Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
Твитнуть |
Новости и инфо для студентов