Экспериментальная часть

Опыт 1. Приготовление водного раствора

кристаллогидрата динатрия карбоната

с массовой долей 5 %

Массовая доля _В растворенного вещества В равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора m_р .

Рассчитайте массу десятиводного кристаллогидрата динатрия карбоната Na₂CO₃^.10H₂O, которую необходимо взять для приготовления 20 г раствора с массовой долей 5 % безводной соли динатрия карбоната.

Рассчитайте массу воды, необходимую для приготовления 20 г раствора.

Взвесьте на технических весах чистый сухой стаканчик емкостью 50 мл и вложите в него навеску Na₂CO₃^.10H₂O, которая получилась по расчету. Мерным цилиндром на 25 мл отмерьте тот объем воды, который необходим для приготовления 20 г раствора. Влейте воду в стаканчик с навеской. Перемешайте содержимое стакана до полного растворения навески в воде. Полученный раствор сохраните для проведения опыта 4. В отчете приведите все вычисления.

Данные опыта оформите в виде таблицы.

Масса пустого стакана, г	Масса навески Na2CO3.10H2O , г	Масса стакана с навеской Na2CO3.10H2O, г	Объем Н2О, мл

Опыт 2. Приготовление 50 мл 0,1 н

водного раствора

кристаллогидрата цинка динитрата

Молярная концентрация эквивалентов с_эк вещества В равна отношению количества эквивалентов вещества n_эк(В) к объему раствора V_р ,

с_эк(В) = n_эк(В)/V_р = m_B z_эк,B /(M_B V_p ).

Рассчитайте массу шестиводного кристаллогидрата цинка динитрата Zn(NO₃)₂^.6Н₂О, необходимую для приготовления 50 мл 0,1 н раствора соли.

Взвесьте навеску кристаллогидрата и перенесите ее через воронку в мерную колбу на 50 мл. Ополаскивание стекла водой продолжайте до тех пор, пока вся навеска соли не будет перенесена в мерную колбу. Раствор в колбе должен при этом занимать примерно половину – две третьих части ее объема. Если все кристаллы соли растворились, перемешайте раствор круговыми движениями колбы и после этого долейте его до метки дистиллированной водой.

Закройте колбу пробкой и вновь перемешайте раствор, переворачивая колбу вверх то дном, то горловиной. Приготовленный раствор Zn(NO₃)₂ сохраните для выполнения опыта 4.

В отчете дайте все вычисления.

В качестве вывода приведите определение концентрации раствора.

Опыт 3. Влияние одноименных ионов

на диссоциацию слабого электролита

Равновесие диссоциации слабого электролита в соответствии с принципом Ле Шателье можно смещать, изменяя концентрацию вещества. Рассмотрим, что произойдет с равновесием диссоциации уксусной кислоты при добавлении в ее раствор одноименных ионов (СН₃СОО^- или Н⁺). Ионы СН₃СОО^- можно добавить, например, в виде соли аммония ацетата СН₃СООNН₄. Эта соль – сильный электролит, практически полностью диссоциирует на ионы:

СН₃СООNН₄ = NН₄⁺ + СН₃СОО^-.

В результате этого концентрация ионов СН₃СОО^- в растворе сильно возрастет, а так как константа диссоциации уксусной кислоты – величина постоянная при данных условиях, концентрация ионов водорода уменьшается, а концентрация недиссоциированных молекул СН₃СООН возрастает, т.е. равновесие сместится влево.

На две стеклянных пластинки нанесите пипеткой по 1 капле 0,1 н раствора аммония гидрооксида NН₄ОН, добавьте к ним по 1 капле фенолфталеина. Какова окраска растворов? Почему? Каков интервал перехода фенолфталеина?

Напишите уравнение диссоциации NН₄ОН. Выразите константу диссоциации.

Один раствор оставьте в качестве контрольного, а к другому добавьте 5…6 капель 1 н раствора СН₃СООNН₄. Объясните наблюдаемое.

Сделайте вывод, как влияет на диссоциацию слабого электролита добавление в его раствор одноименных ионов.

Опыт 4. Гидролиз солей

Гидролиз солей – обменная реакция между солью и водой, при которой составные части соли соединяются с составными частями воды. При этом обязательно образуется слабодиссоци- ированное вещество (слабая кислота или слабое основание, основная или кислая соль). Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами слабых оснований или (и) анионами слабых кислот.

Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, в растворе не гидролизуется. Рассмотрим гидролиз солей, образованных и слабым основанием, и слабой кислотой. Пример соли такого типа – аммоний цианид NН₄СN.

Уравнения реакции

NН₄СN + Н₂О  NН₄ОН + НСN;

NН₄⁺ + СN^- + Н₂О  NН₄ОН + НСN.

В результате реакции образуются и слабое основание, и слабая кислота. Характер среды водного раствора такой соли зависит от относительной силы образовавшихся при гидролизе основания и кислоты, т. е. от соотношения значений их констант диссоциации. В данном случае при 25 ^оС Кд(NН₄ОН) = 1,8^.10^-5 моль/л, а Кд(НСN) = = 6,210^-10 моль/л, т. е. при диссоциации NН₄ОН образуется больше гидроксид-ионов, чем ионов водорода при диссоциации НСN, и раствор будет щелочным. Если константа диссоциации слабой кислоты – продукта гидролиза – больше константы диссоциации образовавшегося слабого основания, раствор будет кислым. Если же константа диссоциации кислоты и основания одного поряд- ка – раствор будет нейтральным.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла или слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато. При этом на промежуточных стадиях образуются в первом случае основные соли, во втором – кислые. Например:

1-я ступень CuCl₂ + HOH  CuОНCl + НCl,

Cu²⁺ + HOH  CuОН⁺ + Н⁺.

2-я ступень CuОНCl + HOH  Cu(ОН)₂ + НCl,

CuОН⁺ + HOH  Cu(ОН)₂ + Н⁺.

Гидролиз по 2-й ступени происходит в ничтожно малой степени. Это пример первого типа гидролиза, в результате чего раствор становится кислым.

Уравнения гидролиза дикалия карбоната записывается так:

1-я ступень К₂СО₃ + НОН  КНСО₃ + КОН,

СО₃^2- + НОН  НСО₃^- + ОН^-.

2-я ступень КНСО₃ + НОН  Н₂СО₃ + КОН,

НСО₃^- + НОН  Н₂СО₃ + ОН^-.

Это второй тип гидролиза солей, раствор становится щелочным.

Гидролизу подвергается не вся соль, а лишь ее часть. Отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул называется степенью гидролиза. Она зависит от природы солей, концентрации их в растворе, температуры. С повышением концентрации раствора гидролиз соли уменьшается, а с ростом температуры увеличивается.

4.1. На две стеклянных пластинки нанесите пипеткой по 2 капли 1 н раствора бария дихлорида ВаСl₂. В раствор на одном стекле прибавьте 1 каплю метилового оранжевого, а на другом – 1 каплю лакмуса. Какую окраску приобрели растворы? Почему? Приведите интервалы перехода метилового оранжевого и лакмуса.

4.2. Проведите опыт, аналогичный опыту 4.1. с 1 н раствором аммония ацетата СН₃СООNН₄. Каким становится цвет этого раствора при добавлении в него метилового оранжевого? Лакмуса? Каков характер среды? Почему? Кg (NН₄ОН) и Кg (СН₃СООН) примерно одинаковы и равны 1,8^.10^-5. Напишите уравнение гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.

4.3. С помощью универсальной индикаторной бумаги определите значения рН раствора Nа₂СО₃ и раствора Zn(NО₃)₂, приготовленных соответственно в опытах 1 и 2. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения ступенчатого гидролиза.

4.4. На полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите раздельно по 1…2 капли 1 н раствора Na₃РО₄ , Nа₂НРО₄, NаН₂РО₄. Определите приближенные значения рН этих растворов. Объясните наблюдаемое.

Напишите для гидролиза соли Nа₃РО₄ молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции всех возможных ступеней. На какой ступени гидролиз протекает лучше? На какой наиболее слабо?

7. ХИМИЧЕСКАЯ ИДЕНТИФИКАЦИЯ

И АНАЛИЗ ВЕЩЕСТВА

Цель работы

Использовать титриметрический метод анализа для определения содержания анализируемых веществ в растворе.

Теоретическое введение

Аналитическая химия – наука о методах определения качественного и количественного состава вещества по интенсивности аналитического сигнала.

Аналитический сигнал есть любое проявление химических или физических свойств вещества.

В качественном анализе аналитический сигнал связан с проявлением химических свойств вещества.

Реакции, которые сопровождаются определенным внешним эффектом – образование окрашенных соединений, выпадение или растворение осадка, выделение газа, окрашивание пламени – называются качественными.

Реагенты для идентификации некоторых ионов приведены в табл. 1.

Таблица 1