Общая и аналитическая химия. Лабораторный практикум

вые навески мела: кусочек – в одну, порошок – в другую. От- метьте время, которое потребуется для полного растворения CaCO3. В какой из этих двух пробирок реакция протекает быст- рее и почему?

Напишите уравнение реакции растворения мела и выраже- ние закона действующих масс для данной реакции. На основа- нии этих двух выражений сделайте вывод о влиянии поверхно- сти реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.

I.6.4. Наблюдение явления автокатализа

В пробирку внесите 5 мл раствора щавелевой кислоты H2C2O4 и 2 мл раствора серной кислоты H2SO4 и перемешайте получившуюся смесь стеклянной палочкой. Затем по каплям к этой смеси добавьте разбавленный раствор KMnO4. Зафикси- руйте время обесцвечивания перманганата калия от прибавле- ния первой, второй, третьей капель (очередную каплю прибав- ляйте только после того, как исчезнет окраска от предыдущей).

Реакция протекает по суммарному уравнению

Повторите опыт в другой пробирке, предварительно доба- вив к смеси растворов щавелевой и серной кислот 4 мл раствора тетраоксосульфата(VI) марганца(II).

Объясните, почему во втором случае реакция протекает бы- стро, а в первом – вначале идет медленно, а затем постепенно ускоряется?

30

Лабораторная работа № I.7

ГИДРОЛИЗ ИОННЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щелочи, но и при растворении некоторых ионных соединений (солей). Процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, протекающий без изменения степеней окисления элементов, входящих в со- став реагирующих веществ, называется гидролизом соли.

Различают гидролиз соли:

1. По катиону (если соль образована катионом слабого ос- нования и анионом сильной кислоты):

2. По аниону (если соль образована катионом сильного ос- нования и анионом слабой кислоты):

3. По катиону и аниону (если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты):

CH3COO[NH4] + H2O ↔ CH3COOH + NH3·H2O. (7.3)

При этом в первых двух случаях процесс гидролиза является обратимым, тогда как в третьем случае – необратимым, и, как правило, происходит наиболее интенсивно.

Соли, образованные многозарядным катионом или многоза- рядным анионом, гидролизуются ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроанионов. При комнатной температуре, как правило, гидролиз идет до об- разования соответствующего однозарядного гидроксокатиона

31

или гидроаниона. Соли, образованные катионом слабого осно- вания и анионом слабой кислоты, в растворе, как правило, либо не существуют, поскольку полностью разлагаются водой, обра- зуя соответствующие слабое основание и слабую кислоту (на- пример, Al2(CO3)3), либо вообще не подвергаются гидролизу, если их растворимость в воде очень низкая и, соответственно, скорость реакции их взаимодействя с водой чрезвычайно мала (в частности, PbS). Полнота гидролиза характеризуется степе- нью гидролиза h, которая показывает отношение числа гидроли- зованных молекул к общему числу растворенных молекул.

Цель работы: наблюдение реакций гидролиза солей раз- личных типов, смещения гидролитического равновесия и опре- деление степени гидролиза изучаемых солей.

Оборудование и реактивы

1.pH-метр.

2.Универсальная индикаторная бумага.

3.Ацетат натрия CH3COONa.

4.Триоксокарбонат(IV) натрия Na2СO3.

5.Хлорид аммония [NH4]Сl.

6.Тетраоксосульфат(VI) алюминия(III) Al2(SO4)3.

7.Сульфид натрия Na2S или аммония [NH4]S.

8.Дихлорид цинка ZnCl2.

9.Трихлорид сурьмы(III) SbCl3 или висмута(III) BiCl3.

10.Растворы кислотно-основных индикаторов – лакмуса, ме- тилоранжа и фенолфталеина.

Методика выполнения работы

I.7.1. Определение кислотности среды в растворах солей

Растворите в четырех пробирках в 8-10 каплях дистил- лированной воды по 2-3 кристаллика следующих солей: в пер- вой – ацетат натрия CH3COONa, во второй – триоксокарбонат

32

(IV) натрия Na2CO3, в третьей – хлорид аммония [NH4]Cl, в чет- вертой – тетраоксосульфат(VI) алюминия(III) A12(SO4)3. В слу- чае отсутствия твердых солей можно взять по 5 мл готовых вод- ных растворов каждого из указанных веществ.

Определите рН растворов: в первой и третьей пробирках – с помощью универсальной индикаторной бумаги, во второй – с помощью фенолфталеина, в четвертой – с помощью лакмуса.

Затем в первую пробирку добавьте 1-2 капли раствора фе- нолфталеина, а в третью – 1-2 капли раствора лакмуса. Изменя- ется ли окраска растворов в первой и третьей пробирках? Запи- шите и объясните ваши наблюдения. Напишите уравнения реак- ций гидролиза взятых солей в молекулярной и ионной формах.

I.7.2. Необратимый гидролиз

К 4-5 каплям раствора тетраоксосульфата(VI) алюминия(III) прибавьте столько же раствора соли сульфида натрия Na2S или аммония [NH4]2S. Как доказать, что выпавший осадок не являет- ся солью сероводородной кислоты? Напишите уравнение реак- ции с учетом полного гидролиза Al2S3.

I.7.3. Влияние разбавления на гидролиз

В пробирку поместите несколько капель раствора хлорида сурьмы SbCl3 или висмута(III) BiCl3 и постепенно разбавляйте его дистиллированной водой. Что наблюдается?

Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах, учитывая, что при разбавлении гидролиз идет по второй ступени и при этом образуются малорастворимые хлориды оксосурьмы(III) SbOCl или оксовисмута(III) BiOCl за счет отщепления от дигидроксосоли молекулы воды.

С помощью индикатора отметьте характер среды раствора. Затем прибавьте несколько капель НС1 до растворения осадка.

33

Снова прилейте немного воды. Объясните смещение ионного равновесия гидролиза взятой соли.

I.7.4. Определение степени гидролиза солей с помощью рН-

метра

I.7.4.1. Предварительно определите с помощью рН-метра водородный показатель дистиллированной воды и рассчитайте концентрацию ионов [Н3O+] и [ОН-], которая отличается от тео- ретической (10-7 моль/л) вследствие наличия в воде растворен- ного углекислого газа из воздуха, а также и микропримесей.

Определите степень гидролиза h раствора дихлорида цинка (II) ZnCl2 какой-либо концентрации, предложенной преподавате- лем (эта концентрация указана на склянке). Для этого с помощью рН-метра измерьте рН раствора данной соли и, рассчитав [Н3O+], приравняйте ее к [[Zn(H2O)3OH]+] в соответствии с реакцией

а затем рассчитайте h соли (концентрацией ионов Н3O+ за счет автопротолиза воды можно пренебречь).

I.7.4.2. Определите степень гидролиза в растворе карбоната натрия Na2CO3 (как и в предыдущем опыте, при какой-либо концентрации соли). Сделайте вывод о влиянии разбавления на степень гидролиза, используя данные ваших коллег-студентов, выполнявших опыты с растворами ZnCl2 и Na2CO3 других кон-

центраций (1 M; 0,1 M; 0,01 M; 0,001 М).

34

Лабораторная работа № I.8

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (РЕДОКС-РЕАКЦИИ)

К категории окислительно-восстановительных реакций

или редокс-реакций (от англ. reduction – « восстановление», oxidation – « окисление») относят те химические превращения, при которых имеет место перенос электронов как минимум от одного вещества, называемого восстановителем, как минимум к другому веществу, называемому окислителем. Как правило, и восстановитель, и окислитель в подобных реакциях присутст- вуют в единственном числе.

Своего рода «индикатором», свидетельствующим, что дан- ная конкретная реакция принадлежит к указанной выше катего- рии, является изменение степени окисления как минимум одно- го из элементов, входящих в состав того или иного из веществ – участников данной реакции. При этом у одной части атомов данного элемента степень окисления обязательно должна пони- жаться, а у другой – повышаться по сравнению с исходной. Ча- ще всего, однако, имеет место изменение степени окисления у атомов двух химических элементов, причем у одного из них она понижается, у атомов другого – повышается.

Для таких реакций известно два методологических приема системного подбора стехиометрических коэффициентов в их брутто-уравнениях:

- электронный метод, основывающийся на определении сте- пеней окисления отдельных химических элементов веществ – уча- стников реакции и составлении уравнений электронного баланса;

35

- ионно-электронный метод, основывающийся на опреде- лении числа электронов, переходящих от реально существую- щих в реакционной системе восстановленных форм веществ к их окисленным формам; для реализации данного метода не тре- буется определения степеней окисления.

Цель работы: наблюдение химических превращений, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства химических веществ.

Оборудование и реактивы

1.Пробирки конические.

2.Хлорид калия KCl.

3.Бромид калия KBr.

4.Иодид калия KI.

5.Серная кислота (2 М водный раствор) H2SO4.

6.Тетраоксоманганат(VII) калия KMnO4 (0,05 М водный раствор).

7.Гептаоксодихромат(VI) дикалия К2Сг2О7 (0,05 М водный раствор).

8.Гидроксид калия KOH (5 М водный раствор).

9.Тетраоксосульфат(IV) динатрия Na2SO4 (0,1 М водный раствор).

10.Диоксонитрат(III) натрия NaNO2 (0,1 М водный рас-

твор).

11.Сероводородная вода H2S.

Методика выполнения работы

I.8.1. Окислительные свойства перманганата калия в раз-

личных средах

В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора тетраоксо- манганата(VII) калия КМnО4. Затем в первую добавьте 3-4 кап-

36

ли разбавленного раствора H2SO4, во вторую – 3-4 капли воды, в третью – 3-4 капли концентрированного раствора КОН. В каж- дую пробирку внесите раствор тетраоксосульфата(IV) натрия Na2SO3 до изменения цвета раствора. Отметьте наблюдаемые изменения окраски растворов.

Напишите уравнения реакций между КМnО4 и Na2SO3 в ки- слой, нейтральной и щелочной средах. Рассчитайте ЭДС реак- ций, используя таблицу стандартных окислительно-восстанови- тельных потенциалов. Сделайте заключение об окислительной способности тетраоксоманганата(VII) калия в различных средах.

при использовании в качестве восстановителей йодида калия KI, растворенного в воде сероводорода H2S и триоксонитрата(III) натрия NaNO2, рассчитав с этой целью ЭДС реакции с использо- ванием каждого из указанных восстановителей.

Подтвердите правильность вашего ответа опытным путем. Для этого в три пробирки внесите по 3-4 капли раствора гепта- оксодихромата(VI) дикалия К2Cr2O7 и по 3-4 капли разбавленно- го раствора H2SO4. В первую пробирку добавьте водный раствор йодида калия KI, во вторую – водный раствор сероводорода H2S, в третью – водный раствор триоксонитрата(III) натрия NaNO2 до появления устойчивой окраски. Запишите ваши наблюдения и составьте уравнения протекающих при этом реакций.

I.8.3. Восстановительные свойства галогенидов (Внима-

ние: опыт проводить под тягой!)

Сравните восстановительную способность ионов Вr- и I- по значениям соответствующих стандартных окислительно-восста- новительных потенциалов.

37

Убедитесь в различной восстановительной способности га- логенид-ионов по взаимодействию их с концентрированным раствором H2SO4. Для этого в две пробирки поместите по 1 мик- рошпателю кристаллов бромида калия КВг и иодида калия KI и добавьте несколько капель концентрированного раствора H2SO4. Опишите наблюдаемое.

О ходе реакции судите по изменению окраски растворов и по запаху выделяющихся газов (сернистого и сероводорода). Напишите уравнения протекающих при этом реакций.

I.8.4. Окислительно-восстановительные свойства соедине-

ний элементов, находящихся в промежуточных для них степе- нях окисления

Убедитесь в окислительно-восстановительной двойственно- сти диоксонитрата(III) натрия NaNO2. Для этого в одну пробир- ку поместите 3-4 капли раствора КМnО4, подкислите разбавлен- ным раствором H2SO4 и добавьте раствор NaNO2 до обесцвечи- вания содержимого пробирки. В другую пробирку внесите 3-4 капли раствора иодида калия KI, подкислите разбавленным рас- твором H2SO4 и добавьте раствор NaNO2 до изменения окраски.

Как объяснить наблюдаемые явления? Напишите уравнения реакций. В каком случае диоксонитрат(III)-анионы проявляют восстановительные и в каком – окислительные свойства?

38

Лабораторная работа № I.9

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

В самом общем случае под эквивалентом понимается ка- кая-либо реальная или же условная частица, которая в том или ином отношении равноценна рассматриваемой частице, приня- той в качестве объекта сравнения. В частности, эквивалентом может быть реальная или условная частица вещества X, которая в данной кислотно-основной реакции равноценна одному иону водорода или же одному электрону в данной окислительно- восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности f – это число, показывающее,

какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции:

где z – абсолютное значение степени окисления элемента или число электронов, перешедших от восстановителя к окислителю.

Масса одного моля эквивалента вещества Х, равная произ- ведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества, называется молярной массой эквивалента:

Согласно закону эквивалентов массы реагирующих веществ соотносятся между собой как молярные массы их эквивалентов:

39