4427

Очевидно, что органический растворитель подавляет диссоциацию тиоционатного комплекса, что способствует смещению равновесия вправо.

ТЕМА 3. Кислотно-основное равновесие

Кзанятию необходимо знать:

-диссоциацию воды, рН в водных растворах;

-сильные и слабые кислоты и основания;

-константы кислотности и основности;

-кислоты и основания с позиций протолитической теории БренстедаЛоури и теории Аррениуса;

-гидролиз, константа и степень гидролиза;

-усиление и подавление гидролиза;

-буферные растворы.

ОПЫТ 8. Зависимость химической активности кислот от степени диссоциации

1. Опыт основан на наблюдении за интенсивностью выделения водорода при взаимодействии металлического цинка с кислотами, имеющими разные степени диссоциации:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ ;

Zn + 2CH3COOH = Zn(CH3COO)2 + H2↑ .

В одну пробирку налейте 1 мл 2М HCl, в другую – столько же 2М CH3COOH. В каждую пробирку бросьте приблизительно одинаковые кусочки цинка. Обе пробирки нагрейте, поместив их в стакан с водой. Наблюдайте, какая кислота энергичнее действует на металл? Почему? Сопоставьте данные эксперимента со значениями степени диссоциации каждой кислоты (см. Приложение А).

2. В две пробирки пометите по 0,5 г измельченного мела (CaCO3) и налейте одновременно по 2 мл кислот: в одну – 2М HCl, а в другую − 2М CH3COOH.

12

Наблюдайте, где и почему быстрее растворяется мел. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

ОПЫТ 9. Влияние одноимённого иона на степень диссоциации слабой кислоты или основания

1.В две пробирки поместите по 2−3 капли разбавленной уксусной кислоты

идобавьте по одной капле индикатора метилового оранжевого. Одну пробирку оставьте для сравнения, В другую внесите микрошпателем 2−3 кристаллика ацетата натрия CH3COONa и хорошо перемешайте.

Сравните интенсивность окраски растворов в обеих пробирках и объясните наблюдаемое изменение. Запишите уравнение диссоциации кислоты

ивыражение её константы диссоциации. Сделайте вывод: что надо добавить к раствору слабой кислоты, чтобы сместить равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул?

2.В две пробирки поместите по 2−3 капли раствора аммиака и добавьте по одной капле индикатора фенолфталеина. В пробирку внесите микрошпателем 3−4 кристаллика хлорида аммония NH4Cl и хорошо взболтайте.

Объясните изменение окраски при введении соли NH4Cl.

Распишите уравнение диссоциации гидроксида аммония и приведите выражение его константы основности. Сделайте вывод: что надо добавить к раствору слабого основания, чтобы сместить равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул.

ОПЫТ 10. Гидролиз солей, усиление и подавление гидролиза

1. В пробирку поместите 3−4 капли 0,5н. раствора BiCl3 (или Bi(NO3)3 + 1−2 капли 0,5н. NaCl) и прибавьте воды до появления белого осадка хлорида оксовисмута (ΙΙΙ) BiOCl:

BiCl3 + 2H2O = Bi(OH)2Cl↓ + 2HCl;

Bi(OH)2Cl = BiOCl↓ + H2O.

13

Наблюдайте влияние разбавления на степень гидролиза.

2.Содержимое пробирки (в опыте «а») разделите на три части. Одну пробирку нагрейте и наблюдайте увеличение объёма осадка (влияние температуры на степень гидролиза).

3.Во вторую пробирку с осадком добавьте концентрированной соляной или серной кислоты до растворение осадка. Убедитесь, что с увеличением кислотности раствора происходит подавление гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (влияние рН).

Запишите уравнение реакции взаимодействия продукта гидролиза и соляной кислоты.

4.Поместите в пробирку один микрошпатель кристаллов хлорида олова (ΙΙ) SnCl2 и 8−10 капель воды. Раствор перемешайте стеклянной палочкой. Растворение SnCl2 не происходит, так как протекает гидролиз и наблюдается образование белого осадка. SnOHCl. Запишите соответствующее уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Как, используя принцип смещения равновесия, подавить гидролиз, то есть растворить осадок? Какой реактив необходимо добавить? Проверьте своё заключение на опыте.

В результате проведённых опытов сделайте вывод: какие факторы оказывают влияние на усиление и подавление гидролиза.

ОПЫТ 11. Буферные растворы

Действие буферной системы можно рассмотреть на примере ацетатного буфера, состоящего из уксусной кислоты и ацетата натрия (рН~5).

Для иллюстрации буферного действия можно воспользоваться конго красным индикатором (переход окраски при рН 3,0−5,2).

В3 пробирки поместите по 4 капли 15% раствора CH3COOH, 2 мл воды и 8 капель 0,01% раствора конго красного. Раствор окрашивается в синий цвет.

Впервую и вторую пробирку добавьте по 25 капель насыщенного раствора CH3COONa (получите буферную смесь). Цвет в пробирках меняется из синего

врозовый.

Добавьте в первую пробирку 10 капель 0,1М HCl, цвет не меняется. Добавьте во вторую пробирку 10 капель 1М NaOH, цвет так же не меняется.

Для сравнения добавьте в третью пробирку, где нет буферной смеси, 10 капель раствора NaOH. Синяя окраска резко переходит в розовую.

Сделайте вывод о действии буферного раствора.

14

Запишите соответствующее уравнение реакции, происходящей во второй пробирке. Чем объясните образование жёлтого осадка PbJ2? (см ПР осадков).

На основании этого опыта сделайте вывод: какой осадитель (NaCl или KJ) более полно удалит ион свинца из раствора.

ОПЫТ 13. Условия растворения осадков

Вдвух пробирках получите осадок гидроксида магния, для чего в две пробирки прилейте по 2 капли раствора соли магния (MgCl2 или другой) и по 2 капли раствора NaOH.

Впервую пробирку с осадком добавьте несколько капель 2М HCl, в другую – 2М раствора NH4Cl до полного растворения осадка Mg(OH)2.

Впервой пробирке происходит реакция:

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O.

Во второй пробирке идет следующая реакция:

Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.

В обоих случаях образуются слабые электролиты H2O и NH4OH. В какой пробирке легче протекает растворение осадка Mg(OH)2? Подтвердить наблюдение можно расчётом константы химической реакции, используя значения произведения растворимости гидроксида магния, константы ионизации воды и константы основности гидроксида аммония (см. Приложение Б).

-реальный окислительно-восстановительный потенциал, уравнение Нернста;

-нахождение электродвижущей силы редокс-реакции;

-определение константы химической реакции в редокс-процессе;

16

- определение возможности протекания тех или иных редокс-реакций.

ОПЫТ 14. Восстановление ионов меди (ΙΙ) металлическим железом

В пробирку поместите 10 капель сульфата меди и погрузите в неё меленький железный гвоздь. Через несколько минут выньте гвоздь и наблюдайте отложение на поверхности металлической меди.

Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции. Укажите окислитель и восстановитель. Подтвердите возможность протекания этой реакции расчётом электродвижущей силы (ЭДС), используя справочные данные стандартных редокс-потенциалов Еº.

ОПЫТ 15. Вытеснение галогенов из их солей

1.К 5 каплям раствора KBr добавьте равный объём хлорной воды (Cl2). Наблюдайте жёлтый цвет раствора образующегося брома в воде (можно провести экстракцию брома в неполярный растворитель хлороформ или бензол и увидеть оранжевую окраску брома).

Составьте соответствующее уравнение окислительно-восстановительной реакции, укажите окислитель и восстановитель. Сравните значения Еº пары хлора и брома.

2.К 5 каплям раствора KJ добавьте равный объём хлорной воды. Наблюдайте жёлтый или красно-бурый (в зависимости от концентрации KJ) цвет иода. Можно также экстрагировать иод в хлороформ или бензол и наблюдать фиолетовое окрашивание иода.

Составьте уравнение реакции, укажите окислитель и восстановитель. Сравните значения Еº пары хлора и иода.

Сопоставьте интенсивность протекания реакции хлора с бромидом и иодидом.

17

ОПЫТ 16. Восстановительные свойства перманганата калия KMnO4 в кислой, нейтральной и щелочной средах

1. Реакция в кислой среде.

В пробирку поместите 2−3 капли разбавленного раствора (0,005н.) KMnO4, добавьте 2−3 капли разбавленной серной кислоты и несколько капель раствора сульфита натрия Na2SO3. Наблюдайте обесцвечивание раствора:

Составьте молекулярное уравнение редокс-реакции.

2. Реакция в нейтральной среде

К 3−4 каплям раствора KMnO4 добавьте такой же объём воды, прибавьте раствор Na2SO3. Наблюдайте образование осадка MnO2 тёмно-бурого цвета:

2MnO4- + 3ē + 2H2O = MnO2 + 4OH-

3SO32- - 2ē + H2O = SO42- + 2H+

2MnO4- + 3SO32- + H2O = 2MnO2↓ + 3SO42- + 2OH-.

Запишите реакцию в молекулярной форме.

3. Реакция в сильнощелочной среде.

К 2-3 каплям раствора KMnO4 добавьте такой же объём концентрированного раствора щёлочи (NaOH или KOH), затем добавьте несколько капель раствора Na2SO3. Наблюдайте появление зелёной окраски манганат-иона MnO42- в растворе:

Укажите окислитель и восстановитель. Какое влияние оказала среда на продукты восстановления перманганата калия?

18

Сравните значение стандартных потенциалов редокс-пар марганца. В какой среде KMnO4 является более сильным окислителем?

ОПЫТ 17. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита натрия

1. В пробирку поместите по 2−3 капли серной кислоты и раствора перманганата калия, добавьте раствор нитрита натрия NaNO2 до обесцвечивания раствора:

MnO4- + NO2- + H+ = NO3- + Mn2+ + H2O.

Определите окислитель и восстановитель.

Составьте две полуреакции, найдите коофициенты и уравняйте реакцию. Запишите реакцию в молекулярной форме.

Сопоставьте значения стандартных потенциалов взаимодействующих окислительно-восстановительных пар.

2. В пробирку поместите 2−3 капли раствора KJ, подкислите разбавленным раствором H2SO4 (или уксусной кислотой), добавьте несколько капель раствора нитрита натрия. Наблюдайте выделение иода:

NO2- + J- + H+ = NO + J2 + H2O.

Укажите окислитель и восстановитель. Составьте 2 полуреакции, найдите коэффициенты и запишите ракцию в молекулярной форме.

Сопоставьте значения стандартных потенциалов пар.

По результатам двух опытов сделайте вывод: в каком случае NaNO2 проявляет окислительные, в каком – восстановительные свойства.

ТЕМА 6. Комплексные соединении

Кзанятию необходимо знать:

-структуру комплексного соединения;

-центральный атом-комплексообразователь;

-координационное число;

-лиганды (моно- и полидентатные);

-номенклатуру комплексных соединений;

19

-классификацию координационных соединений;

-хелаты;

-полиядерные соединения;

-полигалиды;

-устойчивость комплексов, константа нестойкости, факторы, влияющие на устойчивость;

-определение константы химической реакции с совмещёнными равновесиями.

ОПЫТ 18. Получение комплексного соединения сульфата тетраамминмеди (ΙΙ)

Налейте в пробирку 5−6 капель раствора CuSO4 и прибавляйте по каплям раствор NH4OH в начале до появления голубого осадка (CuOH)2SO4, затем до получения в избыте реактива раствора тёмно-синеного цвета, соответствующего иону [Cu(NH3)4]2+.

Таким образом, реакция протекает в две стадии:

2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4; (CuOH)2SO4 + 8NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + [Cu(NH3)4](OH)2 + 8H2O.

Или суммарно:

CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O.

ОПЫТ 19. Образование и разрушение аммиачного комплекса серебра (Ι)

В пробирку поместите 4−5 капель раствора AgNO3, добавьте 5 капель раствора NaCl. Наблюдайте выпадение белого творожистого осадка хлорида серебра:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3.

Затем в пробирку с осадком добавьте крепкого раствора NH4OH до растворения осадка. Происходит образование комплексного соединения серебра:

AgCl + 2NH3 = [Ag (NH3)2]Cl.

20

Полученный раствор разделите на две пробирки. В одну пробирку добавьте HNO3 до образования белого осадка (или помутнение раствора). При этом комплекс разрушается:

[Ag (NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3.

В другую пробирку добавьте раствор KJ до образования осадка жёлтого цвета. Комплекс также разрушается:

[Ag (NH3)2]Cl + KJ = AgJ↓ + KCl + 2NH3.

В каком случае комплекс разрушается интенсивнее? Рассчитайте общую константу химической реакции в первом и втором случае, используя справочные данные констант нестойкости и произведения растворимости:

( Kα(NH4+) = 5,4∙ 10-10).

ОПЫТ 20. Сравнение диссоциации двойной и комплексной соли железа

(ΙΙΙ)

1. В три пробирки налейте по 5 капель железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2 (двойная соль). Как сильный электролит двойная соль в растворе должна полностью диссоциировать на ионы NH4+, Fe3+ и SO42-. С помощью опытов докажите наличие этих ионов в растворе.

В первую пробирку добавьте несколько капель тиоцианата аммония (или натрия) NH4NCS, наблюдайте появление кроваво-красный окраски, соответствующей соли Fe(NCS)3:

Fe3+ + 3NCS- = Fe(NCS)3.

Во вторую пробирку добавьте раствор BaCl2, наблюдайте выпадение белого осадка BaSO4:

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓.

В третью пробирку добавьте раствор NaOH и слегка нагрейте, выделяющийся аммиак обнаруживается по запаху и по посинению влажной розовой лакмусовой бумажки:

NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O.

Таким образом доказали наличие в растворе двойной соли всех трёх ионов.

2. В две пробирки поместите по 5 капель раствора комплексной соли K3[Fe(CN)6], которая диссоциирует на ион K+ и [Fe(CN)6]3-. Для доказательства наличия в растворе иона калия в первую пробирку добавьте несколько капель

21