Общая и аналитическая химия. Лабораторный практикум

Лабораторная работа № I.3

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций оказываются рав- ными друг другу. Соответственно, при этом концентрации всех участвующих в химической реакции веществ перестают изме- няться с течением времени и именуются специальным термином

равновесные концентрации.

где A, B, C, D – условные символы участвующих в ней химиче- ских веществ. В соответствии с первым законом Гульдберга – Вааге будем иметь следующие выражения для скоростей прямой и обратной реакций (3.2) и (3.3) соответственно

Константа химического равновесия реакции (3.1) в соответствии со вторым законом Гульдберга-Вааге определяется по выражению

Константа химического равновесия зависит от природы реа- гирующих веществ и температуры, при которой протекает свя- занная с ним химическая реакция. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение хи- мического равновесия в системе и переход ее в новое равновес- ное состояние. Направление смещения химического равновесия в общем случае определяется принципом Ле Шателье – Брауна:

если на систему, находящуюся в состоянии химического равно- весия, осуществить какое-либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление и т.п.), то в этой сис- теме самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ос- лабить произведенное воздействие. Иначе говоря, если на сис-

тему, находящуюся в состоянии химического равновесия, воз- действовать извне, то равновесие в ней смещается в сторону реализации той реакции, которая способствует ослаблению дан- ного конкретного воздействия.

Удобной с практической точки зрения реакцией, позволяю- щей визуально наблюдать за смещением равновесия, является реакция между хлоридом железа(III) FeCl3 и тиоцианатом аммо- ния [NH4]SCN, протекающая по уравнению

Различная окраска исходных веществ и продуктов данной реак- ции дает возможность наблюдать смещение химического равно- весия в зависимости от концентрации участвующих в ней хими- ческих веществ.

Образующийся в результате реакции изотиоцианат железа (III) Fe(NCS)3 имеет интенсивный кроваво-красный цвет, и по изменению интенсивности окраски раствора можно судить о его концентрации. Если при изменении условий его красная окраска усиливается, то это означает, что равновесие реакции (3.3) смеща-

11

ется вправо. Уменьшение же интенсивности окраски раствора – это сигнал, свидетельствующий о том, что равновесие данной реакции смещается влево.

Другой удобной реакцией, позволяющей визуально наблю- дать за смещением равновесия, является реакция обратимого перехода тетраоксохромат(VI)-аниона в гептаоксодихромат(VI)- анион (3.7), протекающая в кислой среде:

Водорастворимые соли щелочных металлов, содержащие тетраоксохромат(VI)-анион (так называемые хроматы), окрашены в желтый цвет, а аналогичные соли, содержащие гептаоксоди- хромат(VI)-анион (так называемые дихроматы) – в оранжевый. В растворах каждой из таких солей имеет место химическое равно- весие между двумя указанными выше анионами, которое легко смещается как вправо, так и влево при соответствующем измене- нии концентрации ионов гидроксония [H3O]+ в растворе.

Цель работы: выявление влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.

Оборудование и реактивы

1.Пробирки.

2.Хлорид железа(III) FeCl3 (0,1 М и 1 М водные растворы).

3.Тиоцианат аммония [NH4]SCN (0,1 М и 1 М водные рас- творы).

4.Тетраоксохромат(VI) калия K2CrO4 (1 М водный раствор).

5.Серная кислота H2SO4 (1 М водный раствор).

6.Гидроксид калия KOH (2 М водный раствор).

12

Методика выполнения работы

I.3.1. Влияние концентрации реагирующих веществ на хи-

мическое равновесие

Налить в пробирку емкостью 5 мл 0,1 М раствор FeCl3 и прибавить к нему 5 мл разбавленного раствора [NH4]SCN. Ис- ходные растворы должны быть бесцветными, а образовавшийся после их сливания раствор – иметь цвет чая.

Полученный раствор разлить поровну по 2,5 мл в четыре пробирки. В первую пробирку добавить 2-3 капли концентриро- ванного раствора FeCl3, во вторую – 2-3 капли концентрирован- ного раствора [NH4]SCN, в третью внести на кончике шпателя кристаллы [NH4]Cl, четвертую пробирку оставить для сравнения. Содержимое трех первых пробирок перемешать. Обратить вни- мание на изменение окраски растворов в пробирках и сравнить с окраской раствора в пробирке, оставленной для сравнения.

Объяснить результаты опыта, исходя из принципа Ле Шате- лье – Брауна. Написать выражение для константы химического равновесия данного процесса. Пользуясь этим выражением, объяснить изменение окраски в каждой пробирке.

I.3.2. Влияние среды на смещение химического равновесия

В пробирку внести 5-6 капель раствора гептаоксодихро- мата(VI) калия и прибавить столько же капель разбавленного раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски. Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор серной кисло- ты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяс- нить произошедшие при этом изменения окраски раствора, ис- ходя из принципа Ле Шателье – Брауна.

13

Лабораторная работа № I.4

РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ. СВОЙСТВА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ

Под растворимостью вещества в общем случае понимается его способность равномерно распределяться в другом веществе в виде атомов, ионов или молекул с образованием термодина- мически устойчивой гомогенной системы переменного состава. Возникающая при этом система, состоящая из двух (или боль- шего числа) компонентов, связанных между собой силами фи- зического и химического взаимодействия, называется раство- ром. Вещество, выполняющее в данном случае функцию среды, получило название растворителя.

Раствор называется насыщенным, если он находится в тер- модинамическом равновесии с твердой фазой («осадком») рас- творенного вещества. Это – гомогенная система с той макси- мально возможной концентрацией растворенного вещества, по достижении которой становится в принципе возможным про- цесс формирования твердой фазы на каких-либо инородных для растворенного вещества центрах кристаллизации. Если таких инородных центров в системе нет, то гомогенность ее сохраня- ется и образуется так называемый пересыщенный раствор, ко- торый, однако, метастабилен, и из которого при появлении даже мельчайших примесей моментально выделяется осадок. В связи с этим количественной мерой растворимости вещества является концентрация его в насыщенном растворе; чаще всего ее выра- жают массой этого вещества, содержащейся при данной темпе- ратуре в 100 г растворителя.

14

Цель работы: ознакомление с физико-химической при- родой процесса растворения, растворимостью веществ, различ- ными видами растворов и их основными свойствами.

Оборудование и реактивы

1.Термостат.

2.Пипетки.

3.Фарфоровые чашки.

4.Сушильный шкаф.

5.Мерный цилиндр.

6.Круглодонная колба (500 мл).

7.Воронка.

8.Бумажные фильтры.

9.Стакан.

10.Ацетат натрия CH3COONa.

11.Хлорид натрия NaCl.

12.Триоксонитрат(V) аммония [NH4]NO3.

13.Тетраоксосульфат(VI) меди(II) CuSO4.

14.Тетраоксосульфат(VI) натрия Na2SO4.

15.Гидроксид натрия NaOH.

16.Охлаждающая смесь (лед + хлорид натрия NaCl).

Методика выполнения работы

I.4.1. Тепловые эффекты при растворении

Опыт I.4.1.1. Пробирку наполовину наполнить дистилли- рованной водой и внести в нее 0.5-1 г твердого гидроксида нат- рия. Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и измерить температуру получившегося раствора. Сравнить ее с температурой исходной дистиллированной воды.

Опыт I.4.1.2. Провести аналогичный опыт с триоксонитра- том(V) аммония. Измерить температуру, достигнутую в ходе опыта и также сравнить ее с температурой исходной дистилли- рованной воды.

15

Опыт I.4.1.3. В пробирку налить 10 мл дистиллированной воды и измерить ее температуру. Взвесить 2-3 г Na2SO4·10Н2О и внести навеску данной соли в пробирку. Осторожно помешивая раствор, наблюдать изменение температуры. Показания термо- метра отметить в лабораторном журнале.

I.4.2. Образование пересыщенных растворов

Пересыщенный водный раствор ацетата натрия CH3COONa готовят смешением трех объемных частей соли с одной объем- ной частью воды.

Опыт I.4.2.1. В большую пробирку поместить 1 г кристал- лов ацетата натрия и добавить 20 мл воды. Содержимое пробир- ки нагреть на водяной бане до полного растворения кристаллов данной соли. Охладить пробирку под струей холодной воды. Добавить к раствору 2-3 капели глицерина, способствующего образованию более крупных кристаллов. Внести 0,2 г кристал- лов ацетата натрия в охлажденный раствор и наблюдать процесс кристаллизации растворенного вещества. Обратить внимание на разогрев раствора.

Опыт I.4.2.2. Повторно нагреть содержимое пробирки до полного растворения соли и затем охладить раствор. Наблюдать выпадение кристаллов, вызванное за счет трения стеклянной па- лочки о стенки пробирки.

I.4.3. Изменение температуры замерзания и температуры кипения растворов по сравнению с аналогичными параметрами для чистого растворителя

Опыт I.4.3.1. Две пробирки, одна из которых заполнена на- половину водой, а другая – 10 % водным раствором хлорида на- трия, поместить в стакан с охлаждающей смесью. Сравнить

16

температуры замерзания чистой воды и водного раствора хло- рида натрия.

Опыт I.4.3.2. Пробирку с водой, закрепленную в штативе, нагреть до кипения и измерить температуру кипения воды. Уб- рать горелку и внести в пробирку один шпатель хлорида каль- ция СаСl2. Довести раствор до кипения и измерить температуру кипения раствора.

Дать объяснение наблюдаемым изменениям в температуре кипения полученного раствора.

17

Лабораторная работа № I.5

ПОЛУЧЕНИЕ ТРУДНОРАСТВОРИМЫХ ИОННЫХ СОЕДИНЕНИЙ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИХ КОНСТАНТЫ (ПРОИЗВЕДЕНИЯ) РАСТВОРИМОСТИ

Понятие константа растворимости (в литературе встре- чается и другое ее наименование – произведение растворимо- сти) относится к раствору с той максимально возможной кон- центрацией растворенного вещества, по достижении которой становится в принципе возможным процесс формирования твердой фазы в каких-либо инородных для растворенного веще- ства стадиях кристаллизации. Такой раствор, как уже указыва- лось выше (лабораторная работа I.4) называют насыщенным.

В общем случае для бинарного ионного соединения, полно- стью диссоциирующего в растворе с образованием соответст- вующих положительно заряженного катиона ( Kt Å ) и отрица- тельно заряженного аниона ( AnQ ) по уравнению

где aKtn + и aAnm − – соответственно активности катиона и аниона в

насыщенном растворе.

Растворение подобного ионного соединения, то есть пере- ход вещества из твердого состояния в раствор, будет происхо-

18

дить до тех пор, пока произведение концентраций катиона и аниона, взятых в соответствующих степенях, не станет равным значению KS. Для малорастворимых веществ выражение (5.2) может быть записано в виде:

где [KtÅ ] и [AnQ ] – равновесные концентрации катиона и анио- на соответственно в насыщенном растворе.

так что, определив экспериментально растворимость данного вещества, можно по указанной формуле рассчитать и его кон- станту растворимости.

Цель работы: получение осадков малорастворимых электролитов и количественное определение константы раство- римости малорастворимого ионного соединения.

Оборудование и реактивы

1.рН-метр.

2.Магнитная мешалка.

3.Термометр ртутный стеклянный лабораторный ТЛ-2М

№5, цена деления 1˚С; 0+350˚С; ТУ 25-2021.003-88; 1 класс.

4.Бюретка для титрования.

5.Стакан (50 мл).

6.Буферные растворы с рН 1,68; 6,86; 9,18.

7.Хлорид аммония [NH4]Cl.

8.Хлороводородная кислота HCl (0,1 М водный раствор).

9.Серная кислота H2SO4 (0.1 М и 98 % водные растворы).

10.Гидроксид натрия NaOH (1 М водный раствор).

11.Аммиак NH3 (10 % водный раствор).

12.Сульфид аммония [NH4] 2S (0,1 М водный раствор).

19