Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум для СПО
.pdf
21
4. Дайте определение ионообменных реакций. Назовите условия необрати-
мости ионообменных реакций.
Практическая часть
1. Рассчитайте массу сульфита натрия, необходимую для приготовления
3 л раствора с массовой долей вещества 8 % (плотность раствора — 1,075 г/мл).
2. Какой объем серной кислоты с массовой долей 24 % (плотность раствора — 1,17 г/мл) необходим для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л?
3. Степень диссоциации раствора циановодородной кислоты равна 15 %.
Вычислите молярную концентрацию кислоты и концентрацию ионов водорода
в растворе.
4. Составьте сокращенные ионные уравнения реакций; установите обратимость: Na2SO4 + Ba(NO3)2 →; NH4Cl + KOH →; Al(OH)3 + NaOH →; KNO3 +
+ Na2SO4 →; NaHSO3 + NaOH →; Mg(NO2)2 + H2SO4 →.
1.5. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ (РН, РОН). ГИДРОЛИЗ
Вода — слабый электролит, диссоциирует: Н2О ↔ Н+ + ОН–.
К
д
=
ОН
ОНН
2
−+
;
К
д
× [Н2О] = К
H2O
.
К
H2O
— ионное произведение воды — произведение концентраций ионов
водорода и гидроксил-ионов в воде:
К
H2O
= [Н+] × [ОН–] = 10
–14
.
На практике для характеристики среды раствора пользуются не абсолют-
ным значением концентраций ионов, а водородным (рН) и гидроксильным (ОН)
показателями:
– водородный показатель рН = –lg[H+] — отрицательный десятичный ло-
гарифм концентрации ионов водорода [H+];
22
– гидроксильный показатель рОН = –lg[ОH–] — отрицательный десятич-
ный логарифм концентрации гидроксил-ионов [ОH–].
Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л; рН = рОН = 7.
Кислая среда [H+] > [OH–] > 10–7 моль/л; рН < 7.
Щелочная среда [H+] < [OH–] < 10–7 моль/л; рН > 7.
Так как ионное произведение воды равно К
ОН
2
= 10
–14
, то рН + рОН = 14.
Реакцию среды возможно определить колориметрическим методом с по-
мощью кислотно-основных индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода (прил. 3), или приборными методами
(рН-метр).
Гидролиз — реакция обмена между ионами воды и растворенной соли,
в процессе которой образуется слабый электролит.
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
а) слабой кислотой и сильным основанием; реакция идет по аниону, сре-
да — щелочная, рН > 7;
б) сильной кислотой и слабым основанием; реакция идет по катиону, сре-
да — кислая, рН ˂ 7;
в) слабой кислотой и слабым основанием; реакция идет по катиону и ани-
ону, среда — нейтральная, рН ≈ 7.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу
не подвергаются, среда — нейтральная, рН = 7.
Совмещенный гидролиз — взаимодействие солей, образованных слабой
кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием, продуктами реакции будут слабая кислота, слабое основание и соль сильной кислоты и сильного основания.
Пример: вычислить рН 0,01 М раствора гидроксида калия.
Решение: КОН ↔ К+ + ОН–; ά = 1; [ОН–] = с × ά × n = 0,01 × 1 × 1 =
= 0,01 моль/л.
[ОН–] × [Н+] = 10
–14
; [Н+] = 10
–14
/ [ОН–] = 10
–12
моль/л; рН = –lg [H+] =
= –lg10
–12
= 12.
Пример: напишите уравнение реакции гидролиза соли AgNO3, укажите
среду раствора.
Решение: AgNO3 ↔ Ag+ + NO
3
–
(AgOH — слабое основание, HNO3 — силь-
ная кислота).
АgNO3 + HOH ↔ AgOH + HNO3; Аg+ + NO
3
–
+ HOH ↔ AgOH + H+ + NO
3
–
.
Ag+ + HOH ↔ AgOH + H+; среда кислая — рН < 7.
23
В ходе технологического процесса производства кисломолочных напитков
контролируют изменение рН как показатель качества продукта, осаждение белков молока при производстве творога и сыра происходит при строго определенном значении рН.
Реакция гидролиза солей при хранении реактивов является нежелательным
процессом, чтобы его предотвратить, растворы хранят концентрированными
в холодном месте.
Задания для самоконтроля
1. Дайте определение: рН, рОН.
2. Дайте определение: индикаторы. Приведите примеры.
3. Дайте определение: реакция гидролиза, типы гидролиза. Приведите
примеры.
Практическая часть
1. Напишите уравнения (молекулярные, ионные) гидролиза, укажите тип
гидролиза, реакцию среды, окрашивание индикаторов в растворах солей, внешние условия для подавления процесса гидролиза: цианид калия, сульфат железа (II), нитрат аммония, сульфид цезия, хлорид натрия, карбонат калия, ацетат
аммония, хлорид алюминия, сульфат меди, силикат натрия, сульфид алюминия,
ацетат аммония.
2. Вычислите рН раствора молочной кислоты, если эквивалентная концентрация равна 0,1 моль/л.
3. Рассчитайте концентрацию NH4OH, если рН раствора равен 9.
4. Рассчитайте рН раствора объемом один литр, содержащего 19,6 г серной
кислоты.
1.6. ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Аналитическая химия — наука о методах определения состава и строе-
ния химических веществ. Различают качественный и количественный анализ.
Качественный анализ определяет катионы и анионы в анализируемом веществе, а количественный анализ — количественное содержание составных
компонентов исследуемого вещества.
24
Вся химическая посуда делится на:
– посуду общего назначения: пробирки, воронки, стаканы, колбы, кристал-
лизаторы, бюксы и др.;
– посуду специального назначения для выполнения определенной опера-
ции: ареометры, холодильники, пикнометры, круглодонные колбы.
Мерная посуда для измерения объема жидкостей — неточная (мерные ци-
линдры, мензурки, мерные стаканы, градуированные пробирки), точная (пипетки, бюретки, мерные колбы).
Пипетки применяются для отмеривания определенного объема жидкости
и перенесения его из одного сосуда в другой. Пипетки Мора представляют собой
стеклянную трубку с расширением в средней части и меткой в верхней части.
Нижняя часть пипетки заканчивается оттянутым кончиком. Пипетки измерительные снабжены градуировкой, которая нанесена на внешней стороне стеклянной трубки.
Бюретки служат для титрования и точного отмеривания объемов жидко-
стей. Они представляют собой цилиндрические градуированные трубки с краном
или резиновым затвором. В резиновой трубке, надетой на нижний конец бюретки, помещается стеклянный шарик. При сжимании пальцами трубки в том месте, где находится шарик, образуется складка и создается канал, через который
может проходить жидкость. Капилляр (носик) бюретки всегда должен быть заполнен жидкостью. Если в нем имеется пузырек воздуха, его следует удалить.
Мерные колбы служат для приготовления растворов строго определенной
концентрации или для их разбавления в определенное число раз. Это круглая
плоскодонная колба с узким удлиненным горлом, плотно закрывающимся пробкой. На горле колбы имеется метка. Для точного разбавления раствора определенный объем жидкости при помощи пипетки переносят в мерную колбу, после
чего доливают дистиллированной водой до метки и перемешивают. Прибавление
воды производится сначала быстро, а когда до метки останется 1–2 мл — по
каплям.
Примеры некоторой химической посуды, используемой в лабораторной
практике, приведены в прил. 4.
Задания для самоконтроля
1. Дайте определение: аналитическая химия.
2. Дайте характеристику качественного и количественного методов
анализа.
25
3. Приведите примеры неточной мерной посуды.
4. Приведите примеры точной мерной посуды.
Практическая часть
1. Навыки практической работы с мерной посудой: мерный цилиндр, гра-
дуированная пробирка и пипетка, пипетка Мора, мерная колба; измерение заданных объемов жидкостей с помощью мерной посуды.
2. Навыки практической работы с титровальной установкой: принцип ра-
боты, основы титрования.
1.7. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Аналитические реакции делятся на:
– групповые — дают одинаковый внешний эффект с несколькими ионами.
Например, раствором соляной кислоты можно осадить из раствора ионы Cu+,
Au+, Ag+, Pb2+, Hg
2
2+
;
– специфические — позволяют обнаружить данный ион в присутствии других ионов. Например, NH
4
+
+ ОН– = NH3↑ + Н2О;
– избирательные (селективные) — реакции с определенным внешним эффектом, протекают с двумя ионами. Например, диметилглиоксим (реактив Чугаева) только с катионами Ni2+ и Fe2+ образует осадок розового цвета.
Применяя специфические реакции анализа, можно проводить «дробный»
метод, т. е. в отдельных порциях анализируемого раствора можно открывать отдельный ион.
При отсутствии специфических реакций используется систематический
ход анализа, т. е. ион открывают в определенной последовательности, удаляя из
раствора «мешающие» ионы.
Классификация катионов:
1. I аналитическая группа: NH
4
+
, K+, Nа+, Mg2+.
Группового реагента нет.
2. II аналитическая группа: Ва2+, Са2+, Sr2+.
Катионы второй группы осаждаются (NH4)2CO3 в виде нерастворимых
в воде карбонатов: Ва2+ + СО
3
2–
= ВаСО3↓.
3. III аналитическая группа: Al3+, Сr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Zn2+ —
осаждаются из нейтральных или слабощелочных растворов (NH4)2S в виде сульфидов или гидроксидов.
26
Катионы III аналитической группы делятся на две подгруппы:
– 1-я подгруппа: Al3+, Сr3+ — осаждаются групповым реагентом (NH4)2S
в виде гидроксидов: 2Сr3+ + 3S2– + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S;
– 2-я подгруппа: Mn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Zn2+ — осаждаются (NH4)2S
в виде сульфидов: Fe2+ + S2‾ = FeS↓.
4. IV аналитическая группа: Hg2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Sb3+,
Sb5+ — осаждаются из кислых растворов сероводорода в виде сульфидов и поли-
сульфидов.
Подразделяются на две подгруппы:
– 1-я подгруппа: Hg2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+ — сульфиды этих катионов нерастворимы в полисульфидах аммония:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4;
Cu2+ + H2S = = CuS↓ + H+;
– 2-я подгруппа: Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+ — сульфиды растворимы
в полисульфидах аммония:
SnCl2 + (NH4)2S = SnS↓ + 2NH4Cl;
Sn2+ + S2– = SnS↓;
SnS↓ + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3↓;
SnS↓ + S
2
2–
= SnS3.
5. V аналитическая группа: Ag+, Cu+, Au+, Pb2+, [Hg2]2+ — осаждаются хло-
роводородной кислотой в виде нерастворимых в кислотах хлоридов: Ag+ + Cl– =
= AgCl↓.
Классификация анионов:
1. I аналитическая группа: SO
4
2–
, SO
3
2–
, CO
3
2–
, PO
4
3–
— осаждаются BaCl2
в нейтральном или слабощелочном растворе. Соли анионов этой группы нерастворимы в воде: Ва2+ + SO
4
2–
= ↓BaSO4.
2. II аналитическая группа: Cl–, Br–, J– — осаждаются AgNO3 в присутствии
HNO3. Соли серебра нерастворимы в воде и в разбавленной азотной кислоте:
Сl– + Ag+ = AgCl↓.
3. III аналитическая группа: NO
3
–
, NO
2
–
и CH3COO– — не имеют группо-
вого реактива. Соли бария и серебра растворимы в воде.
27
Задания для самоконтроля
1. Приведите классификацию аналитических реакций: групповые, специфические, избирательные.
2. Раскройте сущность «дробного» и систематического методов анализа.
3. Приведите классификацию катионов, анионов.
4. Приведите групповые реакции аналитических групп катионов и анионов.
Экспериментальная часть
1. Обнаружение катионов I аналитической группы:
а) реакция катиона NH
4
+
со щелочью.
Щелочи (газовая камера) разлагают соли аммония с выделением газообраз-
ного аммиака по схеме: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.
На середину предметного стекла прикрепите красную лакмусовую бу-
мажку, смоченную дистиллированной водой. В тигель поместите 3–4 капли раствора соли аммония и туда же 3–4 капли раствора NaOH (25 %-ный раствор),
закройте тигель предметным стеклом так, чтобы красная лакмусовая бумажка
оказалась внутри тигля. Красная лакмусовая бумажка синеет. Мешающих катионов нет. Реакцию следует проводить при pH > 9;
б) реакция катиона Mg2+ со щелочью.
Щелочи образуют с растворами солей магния белый аморфный осадок гид-
роксида магния по схеме: Mg2+ + 2 OH– = Mg(OH)2↓.
К 2–3 каплям раствора соли магния прибавьте столько же раствора щелочи.
Обратите внимание на характер осадка Mg(OH)2.
2. Обнаружение катионов II аналитической группы:
а) реакция катиона Ва2+ с дихроматом калия K2Cr2O7.
Дихромат калия выделяет из растворов солей бария желтый осадок хро-
мата бария по схеме:
2BaCl2 + K2Cr2O7 + Н2О = 2BaCrO4↓ + 2KCl + 2HCl;
Cr2O
7
2–
+ Н2О = 2CrO
4
2–
+ 2Н+;
Ва2+ + CrO
4
2–
= ВаCrO4↓.
Осадок растворим в HCl, поэтому для полного осаждения Ва2+ прибавляют
ацетат натрия. При этом сильная кислота заменяется слабой, в которой ВаCrO4
нерастворим.
28
К 3 каплям раствора соли бария прибавьте 2 капли раствора ацетата натрия
и 3 капли раствора K2Cr2O7. Наблюдайте образование осадка. Проверьте растворимость осадка в соляной и уксусной кислотах.
Ионы Са2+ и Sr
2+
не дают осадков с K2Cr2O7;
б) реакция катиона Са2+ с мурексидом.
Органический краситель мурексид в щелочной среде образует с ионами
Са2+ растворимый комплекс красного цвета.
К 4–5 каплям раствора соли кальция прибавьте 1–2 капли 2 н раствора гид-
роксида натрия и несколько крупинок смеси мурексид — хлорид натрия (1:100).
3. Обнаружение катионов III аналитической группы:
а) реакция катиона Al3+ со щелочью.
Щелочи выделяют из растворимых солей алюминия аморфный осадок гид-
роксида по схеме: Al3+ + 3ОН– = Al(ОН)3↓.
К 4 каплям раствора соли алюминия прибавьте каплю 2 н раствора щелочи.
Гидроксид алюминия амфотерен. Разделите осадок на две части. К одной части
добавьте несколько капель щелочи, к другой — кислоты. При этом происходит
растворение осадка;
б) реакция катиона Fe3+ с роданид-анионом.
Роданиды аммония NH4SCN или калия КSCN образуют с Fe3+ комплекс,
который окрашивает раствор в кроваво-красный цвет, по схеме: Fe3+ + SCN– ↔
↔ [Fe(SCN)]2+.
К 4 каплям раствора соли Fe3+ добавьте 4 капли NH4SCN. Наблюдайте по-
явление характерного окрашивания.
4. Обнаружение анионов I аналитической группы:
а) реакция сульфат-аниона SO
4
–2
.
Хлорид бария BaCl2 образует с анионом SO
4
–2
белый осадок BaSО4 по
схеме: Ва2+ + SO
4
2–
= ↓ BaSO4.
К 4–5 каплям раствора сульфата натрия прибавьте 2–3 капли раствора хло-
рида бария. Осадок сульфата бария BaSО4 в кислотах не растворяется;
б) реакция карбонат-аниона СO
3
–2
.
Кислоты разлагают соли угольной кислоты с выделением оксида углеро-
да (IV) по схеме: СO
3
–2
+ 2Н+ = Н2О + СО2↑.
Оксид углерода (IV) можно обнаружить известковой водой (насыщенный
раствор Са(ОН)2): Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.
В пробирку-приемник поместите 8 капель известковой воды Са(ОН)2.
В пробирку-реактор внесите 10 капель раствора Na2CO3 и 5–6 капель концентрированного раствора HCl и плотно закройте пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опущен в пробирку-приемник в раствор Са(ОН)2. Наблюдайте помутнение известковой воды.
29
5. Обнаружение анионов II аналитической группы:
а) реакция хлорид-аниона Сl–.
Нитрат серебра AgNО3 образует с анионом Сl– белый творожистый осадок
хлорида серебра AgCl по схеме: Сl– + Ag+ = AgCl↓.
Осадок нерастворим в воде и кислотах;
б) реакция иодид-аниона I–.
Катионы свинца Рb2+ образуют с анионом J– золотистый осадок иодида
свинца PbJ2 по схеме: 2I– + Pb+2 = PbI 2↓.
К 4 каплям раствора иодида калия добавьте 4 капли раствора нитрата
свинца, выпадает ярко-желтый осадок. Возьмите часть выпавшего осадка, прибавьте несколько капель воды и 2–3 капли 2 н раствора уксусной кислоты
и нагрейте на водяной бане. Осадок растворяется, но при быстром охлаждении
(под струей холодной воды) вновь образуется в виде блестящих золотистых кристалликов.
6. Обнаружение анионов III аналитической группы:
а) реакция нитрит-аниона NO
2
–.
Иодид калия КI в присутствии разбавленной серной кислоты окисляется
нитритами до свободного йода по схеме: 2I– + 2NO
2
–
+ 4Н+ = I2 + 2Н2О + 2NO↑.
К 4 каплям подкисленного серной кислотой раствора нитрита прибавьте
столько же раствора иодида калия. Выделяется свободный йод, который узнается
по посинению крахмальной бумажки;
б) реакция ацетат-аниона СНзСОО–.
Серная кислота, взаимодействуя с ацетатами, вытесняет из них свободную
уксусную кислоту по схеме: СН3СОО– + H
+
= СН3СООН.
При нагревании она улетучивается и придает раствору специфический за-
пах уксуса.
В пробирку поместите 5–6 капель раствора ацетата натрия и добавьте
2 капли концентрированной серной кислоты, осторожно нагрейте. Обнаружьте
уксусную кислоту по запаху.
1.8. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Методы количественного анализа подразделяют на химические, физиче-
ские и физико-химические. Химические методы основаны на химических превращениях, протекающих в растворах с образованием осадков, окрашенных соединений или газообразных веществ.
Одним из них является титриметрический (объемный) метод. Он осно-
ван на точном измерении объемов реагирующих растворов.
30
Закон эквивалентов при этом принимает вид:
Сэ1V
1
= Сэ1V1.
По известной концентрации одного из них вычисляют концентрацию вто-
рого раствора.
Титрованный раствор — раствор, концентрация которого точно известна
и с помощью которого определяют содержание другого вещества.
Титрование — процесс постепенного добавления титрованного раствора
к раствору анализируемого вещества.
Различают растворы: стандартные (приготовленные) — точная навеска
стандартного вещества в строго определенном объеме; стандартизованные
(установленные) — раствор приблизительной концентрации оттитровывают
стандартным раствором.
Метод кислотно-основного титрования — метод, в основе которого ле-
жит реакция нейтрализации:
Н+ + ОН– = H2O.
Этим методом определяют концентрацию растворов кислот, оснований,
солей, гидролизующихся в растворе с образованием кислой или щелочной
среды.
Точка эквивалентности — момент окончания химической реакции, при
котором количество прибавленного реактива эквивалентно количеству определяемого вещества. Ее определяют по изменению окраски раствора или окраски
индикатора — это слабые органические кислоты или слабые органические основания, у которых недиссоциированные молекулы имеют одну окраску, а образуемые ими ионы — другую (прил. 3).
Область перехода индикатора (рН) — интервал значений рН, в пределах
которого индикатор изменяет свою окраску.
Показатель титрования индикатора (рТ) — значение рН, при котором
заканчивается титрование с данным индикатором.
Основное требование при выборе индикатора заключается в том, чтобы по-
казатель титрования его находился по возможности ближе к рН раствора в точке
эквивалентности. Например, титрование сильной кислоты сильным основанием — лакмус, слабого основания сильной кислотой — метиловый оранжевый
или метиловый красный, слабой кислоты сильным основанием — фенолфталеин.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]