Методичк Рязановой

Прибавьте 1–2 капли фенолфталеина. Что наблюдается? Подтвердилось ли Ваше предположение? Нагрейте раствор на водяной бане. Если произошли какие-либо изменения, объясните их. Сделайте вывод.

2. Влияние разбавления на гидролиз.

К 4 каплям раствора хлорида сурьмы по каплям прибавляйте воду. Что наблюдается? Составьте уравнение гидролиза SbCl3 по первой ступени. Какая соль, основная или кислая, является промежуточным продуктом гидролиза?

Вопросы и упражнения

1.Объясните, в чем различие в свойствах атомов и ионов меди (Cu0 и Cu+2).

2.Составьте уравнение диссоциации: 1) H2SO4, 2) Ca(OH)2, 3) Al2(SO4)3, 4) H3PO4,

5)ZnOHCl, 6) FeOHCl2, 7) NaHCO3, 8) NaH2PO4, 9) H2CO3, 10) Na3PO4.

3.Дайте определения: 1) электролитической диссоциации, 2) степени гидролиза,

3)константы диссоциации.

4.Укажите среди перечисленных веществ наиболее сильное с точки зрения элек-

тролитической диссоциации основание: 1) Ni(OH)2, 2) Fe(OH)2, 3) Ni(OH)3, 4) Fe(OH)3.

5.Укажите среди перечисленных веществ наиболее сильную с точки зрения электролитической диссоциации кислоту: 1) HСlO2, 2) HBrO2, 3) HClO3, 4) HBrO3.

6.Составьте молекулярные и молекулярно-ионные (полные и сокращенные) уравнения реакций, протекающих между 1) сульфатом алюминия и хлоридом бария,

2)карбонатом натрия и хлоридом кальция.

7.Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионными уравнениями:

1)Cu+2 + 2OH − = Cu(OH)2

2)CO 32− + 2H+ = CO2 + H2O

8.Составьте уравнение реакции гидролиза соли 1) хлорида цинка, 2) хлорида железа, 3) сульфата меди, 4) карбоната натрия, 5) фосфата натрия, 6) сульфида алюминия.

9.Рассчитайте концентрацию гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен 5.

10.Во сколько раз надо изменить концентрацию ионов водорода, чтобы рН раствора увеличился на единицу?

11.Вычислите концентрацию гидроксид-ионов в растворе (моль/л), если рН раствора равен 9.

12.Какая соль не подвергается гидролизу: 1) NaCl, 2) Na2SO3, 3) ZnSO4?

13.Какая соль подвергается гидролизу: 1) KCl, 2) Na2SO4, 3) FeCl3?

14.Какая соль гидролизуется полностью: 1) FeCl3, 2) Na3PO4, 3) Al2S3?

15.Какая соль подвергается гидролизу в большей степени: 1) Na3PO4 или

Na3AsO4, 2) FeCl2 или FeCl3, 3) Al2(SO4)3 или Al2S3?

16. Раствор какой соли имеет рН больше 7: 1) Na2CO3, 2) Mg(NO3)2,

3)NaCl?

17.При гидролизе какой соли на первой стадии будет образовываться гидроксо-

соль: 1) FeCl3, 2) Na2CO3?

18.При гидролизе какой соли на первой стадии будет образовываться гидросоль:

1)AlCl3, 2) Na3PO4?

19.Какие факторы усиливают гидролиз соли?

20.При внесении каких солей в почву в качестве удобрений может измениться рН почвы: 1) KNO3, 2) Ca(H2PO4)2, 3) CuSO4, 4) KNO3 и Co(NO3)2, 5) KNO3 и MnSO4?

141

142

3

V A

VA , 3, -

+1 +5.

.

,

. , -

, .

, -

, , , ,

. ,

, .

.

, .

-

.

NH3. -

, .

.

3

NH3 N , 8 . -

, -

.

, , :

Азотная кислота HNO3, бесцветная жидкость с плотностью, равной 1,5 г/мл, является сильной кислотой, легко диссоциирует в водном растворе.

Азотная кислота в любой концентрации, и разбавленная, и концентрированная, характеризуется окислительными свойствами. Она окисляет металлы и неметаллы, сама при этом восстанавливается в различные вещества, в зависимости от активности восстановителя и концентрации раствора – в NO2, N2, NH3. Концентрированная азотная кислота при взаимодействии с металлами восстанавливается обычно до NO2.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо Fe, алюминий Al, хром Cr:

HNO3 + Fe → Fe2O3 + NO2 + H2O

конц. пленка

Смесь концентрированной азотной кислоты и концентрированной соляной кислоты (1:3), известная под названием «царская водка», используется для растворения самых малоактивных металлов – платины Pt и золота Au:

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O

AuCl3 + HCl = H[AuCl4]

Разбавленная азотная кислота восстанавливается, в зависимости от активности металла, до различных продуктов (см. схему).

Зависимость продукта восстановления азотной кислоты от активности металла

+5

HNO3

разбавленная

Из приведенной схемы видно, что более активный металл вызывает более глубокое восстановление азотной кислоты за счет присоединения азотом большего количества электронов.

145

Однако следует иметь в виду, что иногда кинетические факторы могут тормозить образование одних продуктов и способствовать более активному образованию веществ, менее соответствующих активности данного металла. Поэтому при взаимодействии данного металла с азотной кислотой возможно образование нескольких продуктов с преимущественным образованием одного из них. Например:

Азотная кислота используется как окислитель, нитрующий агент, растворитель металлов. Соли азотной кислоты (нитраты) применяются в сельском хозяйстве как удобрения (NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3).

Cоединения фосфора

Фосфор, так же как и азот, может находиться в различных степенях окисления (−3, +3, +5). Наиболее устойчивым является состояние со степенью окисления +5. Все соединения фосфора, в которых фосфор имеет любую степень окисления, кроме +5, являются восстановителями. Из этих состояний фосфор, отдавая электроны, переходит в устойчивое состояние со степенью окисления +5.

Если фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода, то образуется фосфористый ангидрид Р2О3, которому соответствует слабая фосфористая кислота Н3РО3 .

Оба вещества являются сильными восстановителями.

Если фосфор сгорает при достаточном количестве кислорода, то образуется фосфорный ангидрид Р2О5, которому соответствует фосфорная кислота. Она образуется при растворении в воде Р2О5 и может существовать в нескольких формах:

Р2О5 + Н2О = 2НРО3 (метафосфорная кислота)

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 (пирофосфорная кислота)

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 (ортофосфорная кислота)

146

Важнейшая из фосфорных кислот, ортофосфорная кислота Н3РО4, представляет собой твердое вещество (бесцветные прозрачные кристаллы, хорошо растворимые в воде).

Фосфорная кислота является кислотой средней силы, диссоциирует в три ступени:

В природе фосфор содержится в фосфоритах и апатитах в виде труднорастворимого фосфата кальция Са3(РО4)2, который не может быть усвоен растениями вследствие плохой растворимости. Переводя средний фосфат кальция Са3(РО4)2 в кислые соли, получают фосфорные удобрения, усваиваемые растениями, − простой суперфосфат Са(Н2РО4)2 + СаSO4, двойной суперфосфат Са(Н2РО4)2, преципитат СаНРО4.

Получение простого суперфосфата:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4

Получение двойного суперфосфата:

Ca3(PO4)2 + 4H3РO4 = Ca(H2PO4)2

Получение преципитата:

Са(ОН)2 + Н3РО4 = СаНРО4 · 2Н2О

К сложным минеральным удобрениям относятся аммофосы NH4H2PO4, (NH4)3PO4, содержащие азот и фосфор; нитрофоска (NH4)2HPO4, NH4NO3, KCl, содержащая азот, фосфор и калий – сразу три необходимых для питания растений элемента.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Получение аммиака

В пробирку налейте 1 см3 раствора нашатыря NH4Cl, прибавьте туда же 1 см3 раствора гидроксида натрия и нагрейте.

Определите по запаху и при помощи лакмусовой бумаги, смоченной водой и поднесенной к отверстию пробирки, природу выделяющегося газа.

Напишите уравнение происходящей реакции.

Опыт 2. Основные свойства раствора аммиака

Налейте в три пробирки по 1 см3 растворов солей сульфата алюминия, хлорида магния, хлорида железа (III). В каждую пробирку добавьте по 1 см3 раствора аммиака NH4OH, укажите цвета осадков. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

147

3.

. ?

.

?

4. ()

1. .

.

2. . 1,

5.

1 3 0,5 Cl2 -

: ,

, .

? ?

. - , .

1. V . 2. NH3, HNO3, HNO2, Ca(NO3)2.

3. ? 4. ? ?

5. . 6. .

7. , (- , ).

8. ().

9. , , . ?

10. ?

11. -

1)HNO3 + Na NH3 + NaNO3 + H2O

.

148

2)HNO3 + Fe Fe2O3 + NO2 + H2O

.

16. , ?

17. - «»?

18. ?

19. : 3(4)2,

4, (24)2?

20. .

« VA »

3.? 1. NaNO3

2.NaNO2

149

Работа 4 Титриметрический анализ. Метод кислотно-основного титрования.

Сущность титриметрического анализа

Титриметрический анализ – это метод количественного анализа, заключающийся в нахождении массы определяемого компонента с помощью установления концентрации его раствора.

Титриметрический анализ основан на законе эквивалентов.

Втитриметрическом анализе применяется метод измерения объема раствора реагента (титранта) известной концентрации, затраченного на реакцию с определенным объемом раствора исследуемого вещества.

Чтобы установить концентрацию раствора определяемого компонента, нужно провести титрование.

Титрование – это процесс постепенного приливания раствора титранта к раствору анализируемого вещества до момента окончания реакции между ними.

Момент, при котором количество титранта эквивалентно количеству определяемого компонента, называют точкой эквивалентности.

Точка эквивалентности – это теоретическое понятие. На практике фиксируют не точку эквивалентности, а конечную точку титрования. Это значит, что момент окончания реакции фиксируется не точно, а с допустимой погрешностью.

Для определения конечной точки титрования используют индикаторный и инструментальный методы.

Виндикаторном методе конечную точку титрования устанавливают с помощью индикатора.

Индикаторы – это вещества, которые изменяют окраску вблизи точки эквивалентности.

Винструментальном методе применяют приборы – иономеры, рН-метры.

Требования, предъявляемые к реакциям, применяемым в титриметрическом анализе

Реакция должна протекать в нужном направлении и быть практически необратимой. Реакция должна протекать с достаточной скоростью.

Должна существовать возможность для фиксирования момента окончания реакции.

Стандартные растворы

Стандартным, или титрированным, раствором (титрантом) называется раствор с известной концентрацией.

По способу приготовления стандартные растворы делят на первичные (приготовленные) и вторичные (стандартизированные, или установленные).

1. Первичный стандартный раствор готовят растворением точной навески вещества в мерной колбе определенного объема.

Стандартное вещество должно: быть химически чистым;

иметь состав, строго соответствующий определенной формуле; быть устойчивым при хранении, как в твердом виде, так и в растворе (например,

щавелевая кислота Н2С2О4·2Н2О, тетраборат натрия (бура) Na2B4O7·10H2O).

150