Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Лабораторный практикум
.pdf
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
В растворах, где это условие соблюдается, среда является нейтральной. При избытке ионов Н
вится кислотной.
При избытке ионов ОН
-
[ОН
] > 10-7 моль/л, реакция среды щелочная.
Для удобства расчетов вместо значений концентраций Н
-
ОН
пользуются водородным показателем:
+
(т. е. при [Н+] > 10-7 моль/л) среда стано-
-
(по сравнению с ионами Н+), т. е. при
рН = –lg[Н
+
]. (6.1)
+
и
Для нейтральной среды рH 7, в щелочной среде рН > 7, в кислотной среде рH < 7.
Так как величина рН является важной характеристикой любо-
го водного раствора, включая производственные растворы, с которыми приходится встречаться в металлургии и смежных отраслях, необходимо овладеть навыками определения этой величины. Для этой цели используют
индикаторы.
Индикаторы – органические вещества, меняющие свою окра-
ску в зависимости от кислотности или щелочности среды, широко
используются в химии и химической технологии, металлургии и других отраслях для ориентировочной оценки (индикации) величины рН.
Изменение окраски индикатора – быстрый и обратимый процесс. Переход окраски обусловлен изменением состава и строения молекулы
индикатора
и наблюдается в определенном и достаточно узком интервале рН. Например, окраска индикатора метилового оранжевого от
красной до оранжево-желтой меняется в пределах от 3,1 до 4,4 (так
называемый интервал индикатора).
В табл. 6.1 приведены некоторые индикаторы рН и соответствующие им интервалы, а также цвет их растворов в области перехода
от одного
значения рН к более высокому.
Индикаторы часто применяют в виде индикаторной бумаги,
полученной предварительной пропиткой фильтровальной бумаги раствором индикаторного вещества или смеси индикаторов. Нанеся каплю исследуемого раствора на высушенный лист такой бумаги, по изменению ее цвета определяют рН раствора.
41
Лабораторный практикум
Таблица 6.1
Окраска индикаторов в зависимости от рН среды
Окраска индикатора
Индикатор Интервал
Индикатора
Малахитовый
0,13 – 2,0 Желтая Зеленоватая Голубоватозеленый
Метиловый
фиолетовый
0,13 – 0,5
1,0 – 1,5
2,0 – 3,0
кислотная
форма
Желтая
Зеленая
Синяя
в области
перехода
Зеленоватая
Голубоватая
Лиловая
основная
форма
-зеленая
Зеленая
Синяя
Фиолето-
вая
Тимоловый
1,2 – 2,8 Красная Оранжевая Желтая
синий
Тропеолин 00 1,4 – 3,2 Красная Оранжевая Желтая
Метиловый
оранжевый
Метиловый
3,1 – 4,4 Красная Оранжевая Оранжево-
-желтая
4,2 – 6,3 Красная Оранжевая желтая
красный
Лакмоид 4,4 – 6,4 Красная Фиолетовая Синяя
Ализарин 5,6 – 6,8 Желтая Зеленоватая Фиолето-
вая
Нейтральный
красный
Фенолфталеин
Тимолфталеин
Ализарино-
6,8 – 8,0 Красная Оранжевая Янтарно-
-желтая
8,2 – 10,0 Бесцвет-
Розоватая Малиновая
ная
9,4 – 10,6 Бесцвет-
Голубоватая Синяя
ная
10,1 – 12,1 Желтая Оранжевая Красная
вый
желтый
Индигокар-
11,6 – 14,0 Синяя Зеленоватая Желтая
мин
Малахитовый
зеленый
11,5 – 13,2 Голубо-
вато-
Зеленоватая Бесцветная
-зеленая
42
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
Гидролиз – обменное взаимодействие соли с водой – протека-
ет в том случае, когда ионы, входящие в состав соли, образуют с ионами воды Н
+
или ОН- слабодиссоциирующие ионы, молекулы, либо
малорастворимые твердые или газообразные соединения. Последнее
способствует сильному смещению равновесия гидролиза и его полному протеканию.
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
а) слабыми кислотами (СН
нованиями (КОН, Ва(ОН)
б) сильными кислотами (НС1, Н
(NН
О, Аl(ОН)3 и т.п.);
3⋅H2
СООН, НСN, Н2S и т. п.) и сильными ос-
3
и т. п.);
2
и т. п.) и слабыми основаниями
2SO4
в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. В последнем случае
часто наблюдается полный, т. е. необратимый гидролиз.
Соли слабых многоосновных кислот (либо слабых
мнoгoкиcлотных оснований) гидролизуются ступенчато. Наиболее
полно проходит гидролиз по первой ступени. Протеканием гидролиза
по следующим ступеням, как правило, можно пренебречь.
Ионные
уравнения реакций гидролиза составляются аналогично ионным уравнениям любых реакций обмена. Среди исходных
веществ, кроме молекул Н
O, указываются только те ионы исходной
2
соли, которые образуют с водой продукты гидролиза. В соответствии
со сказанным молекулярное уравнение гидролиза сульфата цинка будет выглядеть следующим образом:
2ZnSO
+ 2Н2O ↔ (ZnOН)2SO4 + Н2SO4 (1 ступень).
4
Ионная форма уравнения гидролиза имеет вид:
2+
+ Н2O ↔ ZnОН+ + Н+.
Zn
Появление в растворе избытка Н
+
обусловливает кислотную
реакцию среды (рH < 7). На смещение равновесия гидролиза влияют
температура и разбавление раствора: с их повышением гидролиз протекает более глубоко.
Введение в раствор гидролизующейся соли ионов, одноименных ионам – продуктам гидролиза, смещает равновесие гидролиза в
43
Лабораторный практикум
сторону исходных веществ, т. е. подавляет гидролиз. Например, при
гидролизе NН
4NО3
+
+ Н2O ↔ NНЗ ⋅
NН
4
O + Н+
Н2
подкисление раствора сдвигает равновесие влево.
Гидролиз возникает и при взаимодействии водных растворов
солей, каждая из которых может гидролизоваться. Если типы гидролиза этих солей различны (например, одна гидролизуется по основному, другая по кислотному типам), то в итоге протекает необратимый полный гидролиз:
(SO4)3 + 3Na2S + 6Н2O = 2Аl(ОН)3↓ + ЗН2S↑ + 3Na2SO4,
Аl
2
3+
2-
+ 3S
2Аl
+ 6Н2O = 2Аl(ОН)3↓ + ЗН2S↑.
То же происходит с твердым сульфидом алюминия, который нерастворим в воде, но полностью ею разлагается:
+6Н2O = 2Аl(ОH)3↓+ЗН2S↑.
А1
2S3
Количественно гидролиз солей характеризуется величиной
константы гидролиза К
, равной отношению произведения концен-
гидр
траций продуктов гидролиза к концентрации гидролизующегося иона.
Так, для гидролиза ацетата натрия ионное уравнение выглядит следующим образом:
СН
СОО
3
–
+ Н2O ↔ СН3СООН + ОН –,
а константа гидролиза
= [СН3СООН] ⋅ [OН–]/[СН
К
гидр
СОО
3
–
].
Легко показать, что в этом и аналогичных случаях К
на с ионным произведением воды К
разующегося слабого электролита К
и константой диссоциации об-
H2O
следующим соотношением:
д
гидp
связа-
44
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
К
гидр
= K
H2O/Kд
.
Чем меньше константа диссоциации кислоты или основания,
образующих соль, тем глубже идет гидролиз соли, тем выше значение
константы гидролиза К
. Значения констант диссоциации кислот и
гидр
оснований приведены в Приложении 3.
Наряду с К
для количественной характеристики процесса
гидр
гидролиза используется понятие степени гидролиза h, которая определяется как отношение концентрации прогидролизовавшихся ионов
к их общей (исходной) концентрации.
3. Описание приборов, материалов и реактивов
В работе используют капельницы с растворами индикаторов,
универсальную индикаторную бумагу. Реактивами служат: дистиллированная вода, ацетат натрия, сульфит натрия, карбонат натрия, сульфат магния, хлорид алюминия, растворы соляной кислоты (2н.) и хлорида сурьмы (0,5 н.).
4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
4.1. Получите от преподавателя или лаборанта раствор для оп-
ределения рН, заполните им примерно на 1/3 чистую пробирку.
4.2. С помощью универсальной индикаторной бумаги, используя прилагаемую шкалу цветов, приближенно оцените диапазон, в
котором находится значение рН используемого раствора. Например,
оранжевая окраска соответствует рН = 3...5, зелено-голубая –
рН = 9...11 и т. п.
4.3. Для более
вать набор индикаторов (см. таблицу), последовательно приближаясь
к искомой величине. Перед добавлением 1...2 капель раствора очередного индикатора к новой порции исследуемого раствора предварительно ополосните пробирку небольшим количеством этого раствора.
точного определения рН необходимо использо-
45
Лабораторный практикум
Ниже приведен пример, поясняющий ход определения рН с помощью
индикаторов:
Добавляемый
индикатор
Лакмоид
Метиловый
оранжевый
Тимоловый
синий
Наблюдаемая окраска
раствора
Красная
Красная
Желтая
Вывод
pH<4,4
pH<3,1
pH>2,8
Искомое значение pH = (3,1 + 2,8)/2 ≈ 3,0
4.4. Для итогового определения рН проведите его повторное
измерение, используя по
возможности другие индикаторы, например,
вместо лакмоида очень близкий к нему по интервалу метиловый
красный.
При работе следует соблюдать осторожность, особенно с
сильнокислыми и сильнощелочными растворами, избегая их попада-
ния на поверхность кожи. Спиртовые растворы необходимо хра-
нить и использовать вдали от открытого пламени.
Гидролиз солей. Факторы, влияющие на полноту
гидролиза
Опыт 1. Влияние силы кислоты и основания, образующих
соль, на полноту ее гидролиза
4.1. Заполните две пробирки примерно на 1/3 дистиллированной водой и внесите в одну из пробирок микрошпатель сульфита натрия
Na
, а в другую – микрошпатель карбоната натрия (соды).
2SO3
46
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
4.2. Встряхивая пробирки растворите соли и, используя универсальный индикатор, приближенно оцените рН растворов.
4.3. Проведите аналогичный опыт с растворами солей алюминия и
магния, гидролизующихся по катионам.
4.4. Сопоставьте результаты опытов со значениями констант диссо-
циации слабых электролитов, образовавшихся в результате гидролиза (ем. Пpиложение 3), и составьте выражения для этих констант.
Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза
4.1. В пробирку, заполненную на 1/3 дистиллированной водой, внесите 2...3 микрошпателя ацетата натрия СН
СООNа. Оцените вели-
3
чину рН раствора соли.
4.2. Нагрейте пробирку на водяной бане. Оцените рН горячего раствора, погрузив в пробирку полоску индикаторной бумаги.
4.3. Охладите пробирку до комнатной температуры и убедитесь в об-
ратимости влияния температуры на смещение равновесия гидролиза.
4.4. Оцените знак энтальпии реакции гидролиза и укажите причины
наблюдаемых явлений.
Опыт 3. Влияние разбавления раствора соли
на ее гидролиз
4.1. В микропробирку внесите 2...3 капли раствора хлорида сурьмы (III) SbС1
4.2. Добавьте постепенно, по каплям дистиллированную воду до выпадения осадка SbОС1 – продукта отщепления молекул воды от
дигидроксохлорида сурьмы (III) Sb(ОН)
гидролизе SbС1
4.3. Добавлением какого реагента можно подавить гидролиз SbС1
растворить выпавший в осадок оксохлорид сурьмы (III)? Проверьте на опыте Ваше предположение.
.
3
по первой и второй ступеням.
3
С1, образующегося при
2
3
и
47
Лабораторный практикум
Внимание! Все соединения сурьмы токсичны! При попада-
нии их растворов на кожные покровы или поверхность лабораторного
стола тщательно смойте их водой.
5. Обработка результатов эксперимента
5.1. По результатам двух параллельных определений вычислите среднее значение рН
раствора.
ср
5.2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода:
[Н
+
] = 10
-pH
cp
.
Все реакции гидролиза должны быть описаны соответствующими
уравнениями как в молекулярной, так и в ионной форме.
5.3. Узнайте у преподавателя точное значение рН
и вычислите от-
точн
носительную ошибку эксперимента:
Е = ⏐pH
точн
– pH
ср
⏐/pH
⋅ 100%.
точн
6. Требования к отчету
Требования к структуре и общему содержанию отчёта см. в
лабораторной работе 1.
7. Контрольные вопросы
1. Укажите, при гидролизе каких солей могут получиться:
а) кислые соли; б) основные соли; в) газообразные продукты;
г) растворы с нейтральной реакцией среды; д) растворы с рН > 7;
е) растворы с рН < 7;
ж) газообразные и твердые продукты одновременно?
2. Почему при сливании раствора К
не выделяется сульфид и карбонат алюминия?
или К2S с раствором А1С13
2СО3
48
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
3. Что такое степень гидролиза соли? Как ее можно вы числить, не
проводя специального эксперимента?
4. Напишите формулы для вычисления констант гидролиза хлоридов
сурьмы (III) и висмута (III) до образования дигидроксохлоридов
этих металлов. Какой из хлоридов будет гидролизоваться более
полно?
5. Как изменяется ионное произведение воды с повышением температуры?
6. Чему равно значение рН
0,001 н. раствора одноосновной кислоты,
если степень ее диссоциации составляет 20 %?
7. Чему равно значение рН 0,01 н. раствора аммиака, степень диссоциации которого 1 %?
49
Лабораторный практикум
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7
Изучение окислительно-восстановительных
реакций
(2 часа)
1. Цель работы
Выработать навыки работы с типичными окислителями и восстановителями. Изучить условия проведения окислительновосстановительных реакций и научиться составлять их уравнения
электронно-ионным методом с использованием полуреакций.
2. Теоретическое введение
Каждый атом элемента, входящий в состав молекулы, обладает определенной степенью окисления. Степень окисления – это условный заряд атома элемента, вычисленный в предположении, что
молекула состоит из ионов. Степень окисления элемента в простых
веществах равна нулю, а степень окисления водорода и кислорода,
входящих в состав соединений, в большинстве случаев равна
соответственно. Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна + I, а щелочноземельных + II. Исходя из этого, можно вычислить степень окисления любого элемента, входящего в состав молекулы. Так в перманганате калия КМnO
ца + VII, а в дихромате калия К
Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. В эти реакции входят окислители и восстановители. В ходе реакции восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая
электроны, восстанавливается. K восстановителям относятся все
металлы, а также соединения неметаллов, находящихся в низшей степени окисления (например
2Сr2О7
, сульфид натрия Na2S, иодид калия КI
степень окисления марган-
4
степень окисления хрома + VI.
+ I и – II
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]