Раздел 1. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Неорганическая химия - это химия элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и образованных ими простых или сложных химических соединений (веществ). Неорганическая химия неотделима от общей химии.

Общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Стехиометрия - раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами. Расчеты таких количественных соотношений между элементами в соединениях и между веществами в уравнениях химических реакций, вывод формул называются стехиометрическими расчетами. Их теоретической основой являются фундаментальные законы химии (стехиометрические законы).

Закон эквивалентов.

Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества. Эквивалентный объем

Эквивалент (химический) - это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной или ионно-обменной реакции эквивалентна одному катиону водорода (протону) либо в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Количество эквивалента вещества выражается в молях

Пример1. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу)

Примечание. Фактор эквивалентности может быть меньше единицы или равен единице.

4

Широко используется такое понятие, как объем эквивалента газообразного вещества (эквивалентный объем). Это объем, который занимает при

взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такие расчеты возможны благодаря закону эквивалентов.

Пример 1. При сжигании 2,28 г металла было получено 3,78 г его оксида. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) металла.

Решение. Находим массу кислорода m (О) = m (оксида) - m(Ме); m (О) = 3,78-2,28= 1,50 г.

По закону эквивалентов: m(Me)/m(0) = Мэ(Ме) / Мэ(0) вычисляем эквивалентную массу металла

Мэ(Ме) = m(Ме)-Мэ(0) / m(О), M3(Me) = 2,28 · 8 /1,5 = 12,16 г/моль.

Пример 2. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (молярную массу эквивалента).

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалентная масса гидроксида металла равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильных групп; б) эквивалентная масса соли равна сумме эквивалентных масс металла и кислотного остатка. По закону эквивалентов:

количествах, пропорциональных их эквивалентам: n31= n32., a n3 = V CN.

5

Отсюда V1- CN1 =. V2- CN2. Исходя из чего растворы с молярной концентрацией эквивалента вещества (нормальность) реагируют друг с другом в объемах, обратно пропорциональных их молярным концентрациям эквивалентов (нормальностям):

V1 / V2 = CN2 / CN1 или V1 · CN1 = V2 · CN2,

где V1, V2 - объемы растворов реагирующих веществ, CN1, CN2 - молярные концентрации эквивалентов (нормальности) этих растворов.

Находим объем (V2) 2 н раствора серной кислоты, применив выражение

V1 · CN1 = V2 · CN2;

V2 = V1 · СN1 / CN2, подставляем числовые значения

V2= 500 · 0,1 /2 = 25 мл.

Объем воды, необходимый для приготовления раствора, вычисляем по разности

V(H20) = V1-V2 ;

V(H20) = 500 - 25 = 475 мл.

Лабораторная работа № 1 Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения

водорода

Метод основан на измерении объема водорода, который выделяется при взаимодействии кислоты с металлом по уравнению: Me +2НС1 → МеС12 + Н2,

Следовательно, Мэ(Н)=М(Н)/(në), где në - число электронов, принятых 1 моль водорода.

Из уравнения реакции видно, что 2Н+ +2е = Н2, отсюда Мэ(Н)=1/1= 1 г/моль.

Выполнение работы

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO4). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором. Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 мин, пока газ примет комнатную температуру и уровень жидкости в бюретке станет постоянным. Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (Укон - Унач) вычислите объем выделившегося водорода (VH2). Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

Запись данных опыта и расчеты:

В(валентность металла) = 2 m(масса металла), г =

VНАЧ (начальный объем воды в бюретке), мл = Vкон (конечный объем воды в бюретке), мл =

V(H2) = VНАЧ-VКОН (объём выделившегося водорода), мл = t (температура),°С =

6

Т(абсолютная температура) =273 + t°C, К = Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н20) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.= Р(Н2)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н20), мм.рт.ст = Числовое значение h н2о берут из справочной таблицы. R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст мл/моль К

По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

1-й способ. Применяя уравнение идеального газа Клапейрона - Менделеева

PV= nRT, зная, что n = m/М, вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

m(Н2)/m(Ме) = МЭ(Н2)/ Мэ(Ме), откуда Мэ(Ме) = m(Ме) Мэ(Н2) / m(Н2).

II й способ. Приведите объем V(H2) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H2), используя уравнение объединенного газового закона:

PV/T = PoV0/T0.

Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:

V0(H2)/m(Me) = V3(H2)/ Мэ(Ме), получим расчетную формулу:

Мэ(Ме)= m (Me) VЭ(H2) / V0(H2).

Зная, что АПРАКТ (Me) = Мэ(Ме)·В(Ме), вычислите практическую атомную (мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И. Менделеева определите, какой

это металл. Перепишите из таблицы Д.И. Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную ( = АТЕОР - АПРАКТ) и относительную ( % = ·100/АТЕОР).

Сформулируйте и запишите вывод.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическая кинетика - раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их

законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции

противоположных направлениях - прямом и обратном: 2NO + O2 ↔ 2NO2

7

скоростей прямой и обратной химических реакций; [NO2],[NO],[O2] - равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении

равной

υ1'= k1 [С2 Н4](3[O2])3 = 27k1[С2Н4][O2]3=27 υ1.

Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры

определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10°С скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt2 = υt1·γt2-t1/10.

Находим, что

υt1/υt2 = 270-20/10 = 25 = 32.

Следовательно, скорость реакции увеличится в 32 раза.

Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах

1. 2НВr ↔ H2 + Вr2 - 70,18 кДж; 2. 2NO + O2 ↔ 2NO2+117кДж

вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции (принцип Ле - Шателье)

8

Лабораторная работа № 2 Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции в гомогенной системе

а) Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой

Реакция тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению:

Na2S203 + H2S04 = Na2S04 + S ↓ + S02 ↑ + H20.

Выполнение работы. Предварительно проделать качественную реакцию, для

различных концентраций. Для чего: в 1-ю пробирку внести 5 капель 1 н раствора тиосульфата натрия и 10 капель дистиллированной воды, во 2-ю - 10 капель тиосульфата натрия и 5 капель воды, в 3-ю - 15 капель тиосульфата натрия. Растворы в первой и второй пробирках тщательно перемешать. Таким образом, относительная концентрация Na2S203 (в моль) будет в пробирке №1-1С, в пробирке №2 - 2С, в пробирке №3-3C.

Включить секундомер, затем в пробирку №1 внести одну каплю 2 н раствора серной кислоты, тщательно перемешать. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции (синефиолетовое свечение). Также последовательно внести по одной капле раствора серной кислоты в пробирки №2 и №3 и измерить время от момента добавления H2S04 до появления в растворе заметной опалесценции.

Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат - соответствующие им скорости. Сформулировать и написать вывод в соответствии с законом действия масс.

Опыт 2. Смещение химического равновесия обратимых реакций

а) Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия

Выполнение работы. В четыре конические пробирки внести по 5 капель 0,0025 н раствора хлорида железа (III) (FeCl3) и по 5 капель 0,0025 н раствора тиоцианата (роданида) калия (KSCN). Растворы тщательно перемешать и поставить в штатив. Напишем уравнение реакции:

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + ЗКС1.

9

1 каплю насыщенного раствора тиоцианата калия, №4 - 1 каплю насыщенного раствора хлорида калия (КС1). Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски контрольного раствора.

Запись данных опыта. Записать свои наблюдения. Написать кинетические уравнения для прямой и обратной реакций и выражение константы равновесия.

красную окраску? 3. Как изменяется интенсивность окраски раствора, и в каком направлении смещается равновесие данной равновесной системы при добавлении избытка: а) хлорида железа (III);

б) тиоцианата (роданида) калия; в) хлорида калия?

Сформулировать и написать вывод в соответствии с принципом Ле Шателье.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Электролитическая диссоциация - распад ионной молекулы на ионы под

действием воды или другого растворителя. Вещества, полностью или частично распадающиеся в растворе или расплаве на ионы, называются электролитами.

Пример. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) НС1 и КОН; б) Pb(N03)2 и Na2S;

в) NaCIO и HN03; г) К2С03 и H2S04; д) СН3СООН и NaOH.

Решение. Ионно-молекулярные или просто ионные уравнения реакции обмена отражают состояние электролита в растворе. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в виде молекул. Затем одинаковые ионы из обеих частей уравнения исключаются. При составлении ионных уравнений следует помнить, что сумма зарядов в левой части уравнения должна равняться сумме зарядов в его правой части, т.е. реакция в целом электронейтральна.

Запишем уравнения реакций взаимодействия перечисленных веществ в молекулярном виде:

а) НС1 + КОН = КС1+ Н20;

б) Pb(N03)2 + Na2S = PbS ↓ + 2NaNQ;

в) NaCIO + HN03 = NaN03 + HC10;

г) K2C03 + H2S04 = K2S04 + C02↑ +H20;

д) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20.

Следует отметить, что все указанные реакции будут протекать, так как в результате взаимодействия веществ происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н20, НС1О), осадка (PbS), газа (С02).

Запишем эти уравнения в ионном виде:

а) Н+ + Сl- + К++ ОН- = К++ Сl- + Н20;

б) Pb2++ 2NO3- + 2Na++ S2- = PbS + 2Na++ 2N03- ; в) Na++ C10- + H++ N03- = Na++ N03- + HCIO;

г) 2K++ CO32- + 2Н++ S042- = 2K+ + SO42- + C02 + H20;

д) CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ + H20.

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства, получим ионномолекулярные уравнения соответствующих реакций:

10

а) Н+ + ОН- = Н20;

б) Рb2++ S2- = PbS; в) СlO- + Н+ = НСlO;

г) С032- + 2Н+ = С02 + Н20;

д) СНзСООН +ОН- = СН3СОО-+H2O.

окраской раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации каких ионов указывает изменение цвета метилового оранжевого?

Запись данных опыта. Написать выражение константы диссоциации уксусной кислоты. Объяснить, как согласно принципу Ле Шателье смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Как меняются при этом

индикатора - фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин приобретает

полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации каких ионов указывает изменение цвета фенолфталеина?

Запись данных опыта. Схема равновесия в водном растворе аммиака: NH3+H20→NH4++0H-. Объяснить, как смещается равновесие в этом растворе при добавлении к нему хлорида аммония. Почему при этом цвет фенолфталеина становится менее интенсивным (розовый)?

Опыт 2. Характер диссоциации гидроксидов Выполнение работы. Поставить в два ряда 10 пробирок. Затем в две пробирки

добавлять 2 н раствор гидроксида натрия (NaOH) до выпадения осадков гироксидов магния, алюминия, никеля и цинка. В две пробирки №3 добавлять до выпадения осадка гидроксида кремния (кремниевая кислота) 2 н раствор хлороводородной кислоты. Написать уравнения протекающих реакций. Отметить цвет осадков.

Определить химический характер гидроксидов. Для этого в один ряд пробирок с осадками добавить по 4 капли раствора гидроксида натрия, а в другой -

11

по 4 капли раствора хлороводородной кислоты. В каких случаях осадки растворились только в щелочи, только в кислоте и какие осадки растворились и в щелочи, и в кислоте? Написать уравнения соответствующих реакций. При этом следует учесть, что при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах щелочей образуются гидроксокомплексы. Например, при растворении гидроксида цинка в растворе гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

Zn(OH)2 + 2NaOH - Na 2[Zn(OH)4].

Запись данных опыта

Указать кислотными, основными или амфотерными свойствами обладают гидроксиды магния, алюминия, кремния, никеля, цинка? Составить уравнения диссоциации (без ступеней) полученных гидроксидов, без учета процессов гидратации.

возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть меньше

возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть больше

12

Лабораторная работа № 4 Произведение растворимости

Опыт 1. Дробное осаждение Выполнение работы. В две пробирки внести по 1 капле 0,5 н раствора

нитрата серебра (AgN03). В пробирку №1 добавить 2 капли 0,5 н раствора хлорида

калия (AgN03+KCl→AgCl ↓ +KN03), №2 - 2 капли 0,5 н раствора хромата калия

тщательно перемешать. Осторожно прибавить к нему 1 каплю 0,5 н раствора нитрата серебра (AgN03), перемешать. Какое вещество при этом образуется? Добавить ещё несколько капель раствора нитрата серебра, тщательно перемешать. Наблюдается ли образование хромата серебра? Отметить его образование при дальнейшем увеличении концентрации ионов серебра.

Запись данных опыта. Описать наблюдаемые явления. Написать выражения

(NH3·H20), тщательно перемешивая полученные растворы. В какой пробирке осадок растворился быстрее? Осадок какого вещества практически не растворим?

Запись данных опыта. Написать уравнения реакций растворения осадков соответствующих галогенидов серебра в водном растворе аммиака, протекающих с

13

основных солей) и сопровождающееся изменением реакции среды (рН), называется

гидролизом.

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза (1 ступень) следующих солей: a) KF; б) Cu(NO3)2; г) Na2S. Укажите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. а) Фторид калия - KF ↔ К+ + F-, соль образована слабой кислотой

HF и сильным основанием КОН. Гидролиз простой будет протекать по аниону. F- + НОН ↔ HF + ОН-.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

К++ F- + НОН ↔ HF + ОН- + К+ или в молекулярной форме:

KF + Н20 ↔ HF + КОН .

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация гидроксидионов, поэтому раствор KF имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) нитрат меди (II) - Cu (N03)2 ↔ Cu2+ + 2N03-, соль образована слабым основанием Сu(ОН)2 и сильной кислотой НСl. Гидролиз сложный ступенчатый будет

протекать по катиону:

I ступень: Сu2+ + НОН ↔ (СuОН)++ Н+.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: 2N03-+ Сu2+ + НОН ↔ (CuOH)+ + Н++ 2N03-.

В молекулярной форме:

Cu (N03)2 + H20 ↔ (Cu0H)N03 + HN03.

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация ионов водорода, поэтому раствор Cu(N03)2 имеет кислую реакцию (рН <7).

в) сульфид натрия - Na2S ↔ 2Na+ + S2-, соль образованна сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2S. Гидролиз сложный ступенчатый будет протекать по аниону:

I ступень: S2- + НОН ↔ HS- + ОН-

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

2Na+ + S2- + НОН ↔ HS- + ОН-+ 2Na+,

В молекулярной форме:

Na2S + НОН ↔ NaHS + NaOH.

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация гидроксидионов, поэтому раствор Na2S имеет щелочную реакцию (рН > 7).

Пример 2. Вычислить константу гидролиза и степень гидролиза хлорида аммония (NH4CI) в 0,2 М растворе.

Решение: Соль образована слабым основанием NH3·H20 и сильной кислотой НС1.

Уравнение диссоциации соли NH4CI ↔ NH4+ + Сl-.

Гидролиз будет протекать по катиону. Уравнение реакции гидролиза: NH4+ + Н20 ↔ NH3·H20 + Н+.

14

Найдем константу гидролиза: Кг = КH20/Косн, где К H20 - ионное произведение воды

(10-14). Косн - константа диссоциации основания (1,8·10-5).

КГ= 10-14 / 1,8·10-5 = 5,56·10-10.

Вычисляем степень гидролиза

Лабораторная работа № 5 Гидролиз солей

Опыт 1. Реакция среды (рН) в растворах различных солей

Выполнение работы. Подготовить семь пробирок. В каждую пробирку внести 1 каплю индикатора (нейтральный раствор лакмуса). Затем в 1-ю пробирку добавить

растворов следующих солей: во 2-ю - ацетат натрия (CH3COONa). в 3-ю - нитрат алюминия (Al(NO3)3), в 4-ю - карбонат натрия (Na2CO3), в 5-ю - карбонат аммония

((NH4)2C03), В 6-ю - хлорид калия (KCI), в 7-ю - ацетат аммония (CH3COONH4).

среды в растворе каждой соли.

Запись данных опыта. Полученные результаты свести в таблицу:

Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или сложный ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт 2. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей

а) Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

Выполнение работы. Подготовить две пробирки, затем в одну пробирку внести несколько кристалликов сульфита натрия (Na2S03), в другую - столько же кристалликов карбоната натрия (Na2C03). В каждую пробирку добавить по 4 капли дистиллированной воды и по 1 капле фенолфталеина.

Написать ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия по первой ступени. В растворе какой соли цвет фенолфталеина интенсивнее? В каком растворе концентрация гидроксид-ионов (ОН-) более высокая? Вычислить константу гидролиза каждой соли. Константа гидролиза какой соли больше? Почему?

Сделать общий вывод о влиянии силы кислоты или основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

б) Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли

15

Выполнение работы. В пробирку внести 2 капли раствора 0,5 н хлорида

Запись данных опыта. Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы (III) и общее уравнение её гидролиза до образования

разбавление на степень гидролиза хлорида сурьмы (III)? Проверить свое заключение опытом. Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей.

сероводорода (H2S) в первой пробирке и диоксида углерода (С02) - во второй.

Запись данных опыта. Написать в ионном виде уравнения реакций гидролиза,

которые привели к образованию гидроксида алюминия в обоих случаях, сероводорода в первом и диоксида углерода - во втором случае. Составить общие уравнения протекающих реакций. Объясните, почему не образуются сульфид и карбонат алюминия.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и

Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы не изменялась концентрация ионов Н+ и ОН-, их произведение [Н+]·[ОН-] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение равное 10-14 при 25 °С.

Вместо концентрации [Н+] удобнее пользоваться отрицательным десятичным

16

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды

рОН =-lg[OH-] pKw = -lgKw. pKw = pH + pOH.

В кислых растворах pH <7, в щелочных растворах рН >7, в нейтральных растворах рН = 7.

Пример 1. Вычислить рН и рОН 0,25 М раствора Са(ОН)2 Решение: Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида

17

справедлив закон действия масс и существуют термодинамические константы диссоциации Кдисс.

Если концентрации растворов, составляющих буферную смесь, одинаковы, то величина рН будет зависеть от объемов растворов

рН = рКкисл - lg Vкисл / Vсоли. Для ацетатного буферного раствора

рКкисл = -lg 1,8 10-5 = 4,73. Отсюда 4,73 = 4,73 - lg Vкисл /Vсоли, т.е.

lg Vкисл / Vсоли = 0.

Следовательно, Vкисл / Vсоли = 1 или Vкисл = Vсоли.

Для приготовления ацетатного буферного раствора с рН = 4,73 надо смешать равные объемы 0,1 н растворов уксусной кислоты и ацетата натрия.

Лабораторная работа № 6 Водородный показатель. Буферные растворы

Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи индикатора

а) Окраска некоторых кислотно-основных индикаторов в различных средах

Выполнение работы. Определить окраску кислотной и щелочной форм наиболее часто применяемых кислотно-основных индикаторов: метилового оранжевого, метилового красного, лакмуса и фенолфталеина. Наблюдения провести в

чего в четыре пронумерованные пробирки внести по 4 капли 0,1 н раствора

другом - пробирки со щелочью. После этого в обе пробирки №1 добавить по 1 капле индикатора метилового оранжевого, в пробирки №2 - метилового красного, в пробирки №3 - лакмуса, в пробирки №4 - фенолфталеина.

Запись данных опыта. Наблюдения по цвету кислотной и щелочной форм индикаторов записать по прилагаемой ниже схеме, где уже указаны интервалы рН областей перехода каждого индикатора и цвет его в этой области.

18

среде? В щелочной? Вычислить водородный показатель (рН) 0.002 н раствора хлороводородной кислоты (НСЛ) и 0,01 н раствора гидроксида натрия (NaOH).

Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора

Для приближенного определения рН удобно пользоваться так называемыми универсальными индикаторами, представляющими собой смеси нескольких индикаторов, изменяющими свой цвет в водных растворах различных веществ в широком диапазоне рН. Бумага, пропитанная универсальным индикатором и высушенная, называется универсальной индикаторной бумагой. К пачке такой бумаги прилагается цветная шкала, показывающая, какой цвет принимает индикаторная бумага (значение рН) при нанесении на неё 1 капли исследуемого раствора. Универсальные индикаторы применяют и в виде растворов. В этом случае готовится серия эталонов в герметически закрытых сосудах с указанием на каждом из них рН, соответствующего цвету эталона - раствора.

Выполнение работы. Получить у преподавателя раствор, водородный показатель (рН) которого требуется определить. При помощи пипетки нанести 1 каплю исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу. Сравнить окраску пятна, образовавшегося на бумаге, с цветной шкалой и выбрать оттенок, наиболее близкий к цвету полученного пятна. На цветной шкале приводятся цвета, соответствующие целым значениям рН, поэтому в случае необходимости можно по промежуточной окраске пятна ориентировочно оценить десятые доли рН. Сделать вывод о рН исследуемого раствора и указать реакцию среды. Проверить правильность своего вывода у преподавателя.

Опыт 3. Буферные растворы

В лабораторной практике и в ряде технологических процессов возникает необходимость применения растворов, в которых водородный показатель (рН) практически не меняется как при их разбавлении растворителем (водой), так и при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или оснований (щелочей).

19

Такие растворы существуют, и они получили название буферных растворов или буферных смесей.

Наиболее часто применяемые буферные растворы представляют собой смесь слабой кислоты с солью, образованной этой кислотой и сильным основанием, например: (СН3СООН + CH3COONa) - ацетатная буферная смесь или смесь слабого основания с солью, образованной этим основанием и сильной кислотой, например: (NH4OH + NH4CI) - аммонийная буферная смесь.

Буферные растворы слабых кислот имеют рН<7, в буферных растворах слабых оснований рН>7.

Выполнение работы. Приготовить ацетатный буферный раствор (СН3СООН + CH3COONa), для чего поместить в небольшой стаканчик по 5 мл 0,1М растворов уксусной кислоты и ацетата натрия, полученный раствор перемешать стеклянной палочкой. В другом стаканчике приготовить таким же образом аммонийную буферную смесь (NH4OH + NH4C1) из 0,1 М растворов аммиака и хлорида аммония.

Определить рН приготовленных растворов с помощью универсального индикатора (см. опыт 2).

Запись данных опыта. Записать способ приготовления буферных смесей и экспериментально установленные в них значения рН.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление и восстановление - это единный, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя,

баланса позволяет подобрать коэффициенты только перед молекулами окислителя и

только те ионы, которые изменили свой первоначальный вид

MnО4- +S032- +2Н+ → Мn2+ + S042- + Н20.

В рассматриваемом примере анион S032- окисляется в анион S042-. Кислород, необходимый для превращения S032- в S042-, берется из воды. При этом образуется

избыток ионов водорода (Н+)

S03 2- + Н20 → SO 42- + 2Н+.

20

Так как суммы зарядов в левой и правой части уравнения должны равняться друг другу, то из левой части уравнения следует вычесть два электрона. Электронноионное уравнение для процесса окисления будет иметь вид

молекулярном виде

от которого легко перейти к молекулярному:

2KMnO4 +5Na2S03 +3H2S04 → 2MnSO 4 + 5Na2S04 + K2SO4 + 3H20.

2. Восстановителем в этой реакции является сульфит натрия, молярную массу эквивалента которого вычислим по формуле: Mэ(Na2S03) = M(Na2S03) / nё (число электронов, отданных 1 моль восстановителя). M(Na2S03) = 126 г/моль, отсюда

Mэ(Na2S03) = 126 / 2 = 63 г/моль.

Пример 2._Установить направление возможного протекания реакции: 2NaBr +Рb02 + 4HN03 → Pb(N03)2 + Br2 +2NaN03 + 2H20.

Решение. Запишем уравнение реакции в ионно-молекулярной форме: 2Вr- + РЬ02 + 4Н+ → РЬ2+ + Вr2 + 2Н20.

По таблице / Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.:Химия,1978.-447с./ находим значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:

ЭДС = Е0ок – Е0восст = 1,449 - (-1,065) = 2,514В.

Окислителем всегда служит система с более высоким значением электродного потенциала. Поскольку здесь Е02 значительно больше, чем Е01 то практически при любых концентрациях взаимодействующих веществ бромид ион будет служить восстановителем, а оксид свинца (IV) - окислителем. Реакция будет протекать слева направо, так как ЭДС реакции больше нуля.

Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные реакции

Опыт 1. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия Выполнение работы. В три пробирки внести по 4 капли раствора

перманганата калия (КМn04). В 1-ю пробирку добавить 2 капли 2 н раствора серной кислоты (H2S04), во 2-ю пробирку - 2 капли дистиллированной воды, в 3-ю 2 капли 2 н раствора щелочи (NaOH). В каждую пробирку внести на кончике микрошпателя несколько кристалликов сульфита натрия (Na2S03) и тщательно перемешать растворы до полного растворения соли. Отметить изменение окраски растворов во всех пробирках. В пробирках протекают следующие реакции:

21

Коэффициенты подобрать методом электронно-ионного баланса. При этом учесть, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные

во 2-ю с раствором сульфида натрия (Na2S) внести по 1 капле 2 н раствора серной кислоты и на кончике шпателя несколько кристалликов сульфита натрия (Na2S03). Как изменилась окраска раствора в 1-й пробирке? Почему помутнел раствор во 2-й пробирке? Окислителем или восстановителем может являться в химических реакциях К2Сг207? Na2S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na2S03?

Написать уравнения проведенных реакций. Коэффициенты подобрать методом полуреакций.

Опыт 3. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции

а) Разложение дихромата калия.

Выполнение работы. В фарфоровую чашку поместить горкой несколько

микрошпателей кристаллического дихромата аммония ((NH4)2Cr207). В вершину горки вставить кусочек ленты магния и зажечь её. Через несколько секунд наблюдать

(II) Выполнение работы. Внести в пробирку 3 капли раствора (FeCl3) хлорида железа (III) и 3 капли раствора (K3[Fe(CN)6]) гексацианоферрата (III) калия. Отметить окраску раствора и добавлять к нему по каплям раствор (SnCl2) хлорида олова (II) до образования осадка. Окрашивание раствора в интенсивно синий цвет обусловлено появлением ионов Fe2+, образующих с K3[Fe(CN)6] синий осадок. Хлорид олова (II) при этом переходит в хлорид олова (IV).

FeCl3 + SnCl2 → FeCl 2+ SnCl4 (уравняйте методом электронного баланса); 3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6 ] → Fe 3[Fe(CN)6]2 + 6KC1.

22

Окислителем или восстановителем является ион Sn2+ в этой реакции?

олова. Написать уравнение реакции взаимодействия хлорида олова (II) с цинком,

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита, называют электролизом.

При электролизе следует различать два параллельных процесса: на катоде

передвигаться к катоду и принимать электроны, а анионы - к аноду и отдавать электроны:

Катод (-)К: К++ е → К ( восстановление) Анод (+)А: 2I--2е → I2 (окисление).

3. Суммируем уравнения процессов, протекающих на электродах. При этом необходимо учитывать, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

процессов на электродах при электролизе водных растворов электролитов можно руководствоваться следующими правилами.

Для процессов на катоде 1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, обладающих

электродным потенциалом большим, чем у водорода, в порядке уменьшения стандартного потенциала (Е°). (-)К:Сu2++2е → Сu 0.

23

24

элетролитом (раствор соли) на ½ его объема. После чего подключают электролизер к источнику постоянного тока. Электроды перед каждым опытом тщательно промывают дистиллированной водой.

а) Электролиз раствора хлорида натрия

Выполнение работы. Заполнить электролизер раствором хлорида натрия. В оба колена элетролизера вставить графитовые электроды и подключить к источнику постоянного электрического тока. Какие вещества выделяются на катоде и аноде? Отключить электролизер от источника тока, вынуть электроды и в оба колена внести по капле фенолфталеина. Наблюдать появление малинового окрашивания около катода. Окисление или восстановление происходит на катоде? Определить по запаху образование хлора на аноде. Написать уравнения катодного и анодного процессов.

б) Электролиз раствора сульфата натрия

Выполнение работы. Заполнить электролизер раствором сульфата натрия, пропустить через раствор постоянный электрический ток. Какие вещества образуются на катоде и аноде? Вынуть электроды и в оба колена добавить по 2 капли нейтрального раствора лакмуса. Отметить изменение окраски раствора в обоих коленах электролизера.

Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата натрия. Объяснить изменение цвета лакмуса в катодном и анодном пространствах.

в) Электролиз раствора сульфата меди (с растворимым и нерастворимым анодом)

Выполнение работы. Заполнить электролизер раствором сульфата меди и подключить к источнику постоянного тока. Через несколько минут прекратить электролиз и отметить появление на катоде красного налета меди. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ выделялся на аноде? Затем анод и катод поменять местами, вследствие чего электрод (катод), покрывшийся вначале медью, становится анодом. Снова пропустить электрический ток. Что происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде? Написать

25

уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди с медным анодом.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексные соединения - сложные вещества, в которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним молекулы или ионы - лиганды или адденды.

В комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы.

водных растворах практически полностью. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией. Диссоциация комплексного иона характеризуется константой

втором: +1+(-2) = -1, в третьем: 4+4·0 +(-2) = +2.

При растворении в воде эти комплексные соединения диссоциируют с

отщеплением комплексного иона: 1.[Сr(Н20)6]С13↔[Сr(Н20)6]3+ + ЗСl-;

2.K[Cu(CN)2] ↔ K++ [Cu(CN)2]-; 3.[Pt(NH3)4Cl2]Cl2↔[Pt(NH3)4Cl2]2++2Cl-.

Комплексные ионы в большей или меньшей степени диссоциируют: 1 .[Сr(Н20)6]3+↔Сr3++6Н20;

2.[Cu(CN)2] ↔ Cu++2CN- 3.[Pt(NH3)4Cl2]2+ ↔ Pt4++ 4NH3+2Cl-.

Константы нестойкости соответственно принимают следующий вид:

К1= [Сг3+][Н20]6/[Сг(Н20)63+]; К2 = [Cu+][CN-]2/ [Cu(CN)2-];

К3= [Pt4+][NH3]4[Cl-]2/ [Pt(NH3)4Cl22+].

Лабораторная работа № 9 Комплексные соединения

Опыт 1. Комплексные соединения в реакциях обмена

а) Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди.

Выполнение работы. В пробирку к 3 каплям 0,5 н раствора сульфата меди (II) добавить 3 капли 0,5 н раствора комплексной соли K4[Fe(CN)6] (гексацианоферрат (II)

26

калия). Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата (II) меди. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.

Опыт 3 . Разрушение комплекса при осаждении комплексообразователя Выполнение работы. В две пробирки с 0,5 н раствором сульфата меди

добавить: в одну раствор 0,5 н ((NH4)2C204) оксалата аммония, в другую - 0,5 н раствор ((NH4)2S) сульфида аммония. Написать уравнения реакций и отметить цвета выпавших осадков. В двух других пробирках получить комплексное соединение меди, добавив к 2 каплям 0,5 н раствора (CuS04) сульфата меди 2 н раствор аммиака (NH3·H20) до растворения выпадающего вначале осадка основной соли ((Cu0H)2S04). Отметить цвет полученного комплексного соединения [Cu(NH3)4]S04. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди с аммиаком, учитывая, что координационное число меди равно четырем.

Испытать действие растворов оксалата аммония и сульфида аммония на полученный раствор комплексной соли меди. От действия какого реактива выпадает осадок? На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка?

Запись данных опыта. Описать наблюдаемые явления. Ответить на поставленные по ходу опыта вопросы. Написать уравнения проведенных реакций, уравнение электролитической диссоциации комплексной соли меди и её комплексного иона. Как влияет добавление (NН4)2S на диссоциацию комплексного иона? Сравнить табличные значения произведения растворимости соответствующих

солей меди

(ПР(СuС204)= 3 · 10-8; ПP(CuS) = 6·10-36 ) и объяснить, почему одна из солей не выпадает в осадок из комплексного соединения.

Опыт 4. Двойные соли.

Выполнение работы. В трех пробирках приготовить раствор двойной соли (NH4)2S04·FeS04·6H20 (соль Мора), внеся в каждую пробирку по нескольку кристалликов соли и по 4 капли дистиллированной воды. Затем в 1-ю пробирку к раствору соли Мора добавить 2 капли 0,5 н раствора сульфида аммония ((NH4)2S), во 2-ю пробирку 2 капли 0,5 н раствора хлорида бария (ВаС12). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции? В 3-ю пробирку добавить 3 капли 2 н раствора едкого натра (NaOH) и подогреть на водяной бане. Подержать над пробиркой полоску универсальной индикаторной бумаги, предварительно смоченную дистиллированной водой. По изменению окраски индикаторной бумаги и по запаху определить, какой газ выделяется из пробирки. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эта реакция? Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

Вхимии применяются следующие способы выражения состава растворов:

массовая доля, молярная, молярная концентрация эквивалента (нормальная), моляльная концентрация, а также мольная доля и титр.

Массовой долей называется отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

27

28

Лабораторная работа № 10 Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества (в %)

Выполнение работы. Получите у преподавателя задание на приготовление водного раствора хлорида натрия или хлорида аммония. Массовую долю раствора и массу раствора запишите в тетрадь. Рассчитайте массу соли и массу растворителя (воды), которые необходимы для приготовления раствора. Покажите расчеты преподавателю и приступайте к приготовлению раствора. Для этого соль необходимо взвесить на технохимических весах, дистиллированную воду отмерить мерным цилиндром. Воду из цилиндра перенести в стакан, затем высыпать соль и тщательно перемешать стеклянной палочкой до полного растворения соли.

Приготовленный раствор перенести в узкий цилиндр и, осторожно погрузив в него ареометр, произвести отсчет по шкале, т.е. определить плотность раствора.

Показание шкалы ареометра на уровне поверхности жидкости (нижний край мениска) соответствует плотности этой жидкости (раствора). Ареометр позволяет определить плотность с точностью до третьего десятичного знака.

Запись данных опыта и расчет. Запишите полученный результат, сравните его с табличным значением, рассчитайте абсолютную и относительную погрешности.

Вычислите молярную, молярную концентрацию эквивалента (нормальную), моляльную концентрации, титр, мольные (молярные) доли растворенного вещества и растворителя в приготовленном растворе.

Лабораторная работа № 11

Свойства азота Опыт 1. Равновесие в водном растворе аммиака.

Выполнение работы. В две пробирки внести по 4 капли раствора аммиака (NH3·H2O). В 1-ю пробирку добавить 1 каплю фенолфталеина. Отметить окраску раствора. На присутствие каких ионов она указывает? Добавить в раствор несколько кристалликов хлорида аммония (NH4Cl), и тщательно перемешать раствор. Как изменилась окраска раствора? Почему?

К раствору аммиака во 2-й пробирке добавить 5 капель нитрата алюминия

(Al(NO3)3 + 3NH3·H2O → Al(OH)3↓ + 3(NH4)NO3). Отметить исчезновение запаха аммиака.

Запись данных опыта. Написать:

1) Схему равновесия в водном растворе аммиака;

29

аммиака при добавлении к нему хлорида аммония? Нитрата алюминия? Как при этом

окраски растворов.

Опыт 3. Оксид азота. (III) и соли азотистой кислоты.

а) Получение оксида азота (III) и его разложение

Выполнение работы. Внести в пробирку несколько кристалликов нитрита натрия (NaN02) и добавить 4 капли 2 н раствора серной кислоты (H2S04). Отметить появление в растворе голубой окраски оксида азота (III) (N203), который является ангидридом неустойчивой азотистой кислоты. Объяснить образование над раствором бурого газа.

Запись данных опыта. Написать уравнения реакций взаимодействия нитрита натрия с серной кислотой, протекающего с образованием N203 и распадом образовавшегося оксида на N0 и N02 (реакция диспропорционирования).

б) Восстановительные и окислительные свойства нитритов

Выполнение работы. В три пробирки внести по 3 капли: в 1-ю - йодида калия (KI), во 2-ю - перманганата калия (КМn04), в 3-ю –дихромата калия (К2Сr207). В 1- ю и 2-ю пробирки добавить по 2 капли 2 н раствора серной кислоты, в 3-ю пробирку - 1 каплю концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку добавить несколько кристалликов нитрита натрия (NaN02) и тщательно перемешать.

Запись данных опыта. Отметить изменение окраски раствора в каждом случае. Написать уравнения реакций, с учетом того, что в 1-й пробирке нитрит натрия

случае он является окислителем, в каком - восстановителем? Почему нитриты могут обладать окислительно-восстановительной двойственностью? Любой из указанных выше опытов можно использовать в качестве реакции для открытия иона N02- в присутствии иона N03- (в отсутствие других восстановителей и окислителей).

30

Опыт 4. Качественная реакция на NH+- ион

Выполнение работы. В пробирку внести 4 капли раствора хлорида аммония (NH4C1) и добавить столько же капель 2 н раствора едкого натра (NaOH) или едкого кали (КОН). Слегка нагреть пробирку и над её отверстием подержать предварительно смоченную дистиллированной водой универсальную индикаторную бумажку. По запаху и по изменению цвета индикаторной бумажки убедиться в выделении аммиака и

образовании ОН- - иона. В какую сторону сдвигается равновесие: NH3 + H20 ↔ NH3·H20 ↔ NH4++ ОН-.

Запись данных опыта. Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции хлорида аммония со щелочью. Эта реакция является качественной реакцией для обнаружения иона аммония.

Лабораторная работа № 12 Свойства серы

Опыт 1. Получение малорастворимых сульфидов Выполнение работы. В две пробирки внести раздельно по 3 капли растворов

добавить по 4 капли сероводородной воды. В каком случае образование осадка не

раствора хлорида бария(ВаС12). Какое соединение выпало в осадок? Отметить наблюдаемые явления и написать уравнения всех протекающих реакций.

31

Опыт 3. Различная растворимость сульфита и сульфата бария в кислоте Выполнение работы. В двух пробирках получить обменной реакцией

сульфат(ВаС12 + Na2S04 = BaS04 + 2NaCl) и сульфит бария (ВаС12+ Na2S03 = BaS03 + 2NaCl), для чего в две пробирки внести по 2 капли раствора хлорида бария, затем в пробирку №1 добавить 2 капли сульфата натрия, а в пробирку №2 несколько кристалликов сульфита натрия. Наблюдать образование осадков в обеих пробирках. Сравнить растворимость сульфита и сульфата бария в кислоте, добавив в обе пробирки по 2 капли 2 н раствора азотной кислоты. Что наблюдается?

Запись данных опыта.

Написать уравнение реакции растворения сульфита бария в азотной кислоте. Почему не растворился в азотной кислоте сульфат бария?

Опыт 4.Тиосульфат натрия и его свойства.

а) Неустойчивость тиосульфата в кислой среде.

Выполнение работы. Внести в пробирку 5 капель тиосульфата натрия (Na2S203) и 1 каплю 2 н раствора серной кислоты (H2S04).

натрия. Написать уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Указать окислитель и восстановитель.

б) Восстановительные свойства тиосульфата натрия.

Выполнение работы. В 1-ю пробирку внести 5 капель бромной воды (Вr2+Н20), во вторую 5 капель йодной воды (I2+Н20). В обе пробирки добавлять по каплям тиосульфат натрия до обесцвечивания растворов.

Запись данных опыта. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что бром окисляет тиосульфат до сульфата натрия, при этом в реакции участвует вода. (Выделяющаяся сера является продуктом побочной реакции). Йод окисляет тиосульфат до тетратионата натрия (Na2S406). В какую степень окисления переходят при этом бром и йод?

Лабораторная работа № 13 Свойства фосфора

Опыт 1. Ортофосфаты некоторых металлов a) Получение % гидрофосфата кальция.

Выполнение работы. Внести в пробирку по 4 капли растворов хлорида кальция (СаС12) и гидрофосфата натрия Na2HP04.

Запись данных опыта. Отметить цвет выпавшего осадка. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.

б) Осаждение фосфатов железа и алюминия в присутствии ацетата натрия.

Выполнение работы. Возьмите две пробирки. В первую внесите 3 капли раствора хлорида железа (III) (FeCl3), во вторую пробирку - 3 капли раствора нитрата алюминия (A1(N03)3), добавить в каждую пробирку по 2 капли раствора ацетата натрия (СН3СООNa) и по каплям раствор гидрофосфата натрия (Na2HP04) до выпадения осадков. Отметить цвета выпавших осадков.

Запись данных опыта. В данном опыте в растворах алюминия и железа (III), буферированных ацетатом натрия, получаются средние фосфаты этих металлов, не

растворимые в уксусной кислоте:

Ме2++ НР042-+ СН3СОО- → МеРО 4 + СН3СООН.

32

Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2. Гидролиз некоторых соединений фосфора

а) Гидролиз ортофосфатов натрия.

Выполнение работы. В три пробирки внести по 1 капле раствора нейтрального лакмуса. Первую пробирку оставить как контрольную, во 2-ю добавить

несколько кристалликов ортофосфата натрия (Na3P04), в 3-ю - столько же дигидрофосфата натрия (NaH2P04). Затем в каждую пробирку добавить по 5 капель дистиллированной воды. Содержимое пробирок тщательно перемешать до полного растворения солей. Отметить изменение цвета лакмуса по сравнению с его окраской в контрольной пробирке.

Запись данных опыта. На увеличение концентрации каких ионов указывает изменение цвета лакмуса при растворении ортофосфата натрия и дигидрофосфата натрия? Написать уравнение первой ступени гидролиза ортофосфата натрия в ионной и

(КВr) и в две другие - по 3 капли раствора йодида калия (KI) . Во все три пробирки добавить по 2 капли органического растворителя (бензол). В пробирки с растворами йодида и бромида калия внести по 3 капли хлорной воды (С12+Н20), в последнюю пробирку с раствором йодида калия - 3 капли бромной воды (Вr2+Н20). Содержимое пробирок перемешать и по окраске полученного слоя органического растворителя установить, какой галоген выделяется в свободном виде в каждой из пробирок.

Запись данных опыта. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. В каждом случае указать окислитель и восстановитель. Расположить галогены в ряд по убыванию их окислительной активности. Объяснить последовательность расположения.

б) Окисление сульфата железа (II)

Выполнение работы. В две пробирки раздельно внести по 4 капли бромной и йодной воды. Добавить в каждую пробирку несколько кристалликов сульфата железа (II)

[соли Мора (NH4)2S04·FeS04·6H20].

Запись данных опыта. Что наблюдалось? Написать уравнение протекающей

33

С12/2С1-, Br2/2Br-, I2/2I- Fe3+/Fe2+ вычислите Э.Д.С. и укажите, в каком случае реакция окисления FeS04 невозможна. Подтверждалось ли это опытом?

Опыт 2. Сравнение восстановительных свойств галогенов

а) Восстановление хлорида железа (III)

Выполнение работы. Внести в три пробирки раздельно по 3 капли раствора хлорида железа (III) и но 1 капле 2 н раствора серной кислоты, перемешать. Затем добавить в пробирку №1 3 капли раствора йодида калия, №2 -3 капли раствора бромида калия, №3 -3 капли раствора хлорида калия. Растворы тщательно перемешать.

Запись данных опыта. Что наблюдали? В каком случае произошло восстановление FeCl3 и соответственно окисление галогена? Согласуются ли результаты опыта с относительными значениями стандартных электродных потенциалов соответствующих окислительно-восстановительных систем (опыт 1б)? Как изменяется восстановительная способность галогенидов (отрицательных ионов галогенов)? Расположите их в ряд по возрастающей восстановительной активности.

Раздел 2. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Количественный анализ - совокупность экспериментальных методов, позволяющих определить в образце анализируемого материала количественное содержание (концентрацию) отдельных компонентов. Количественный анализ (вместе с качественным анализом) служит для установления химического состава анализируемого объекта. Эти определения можно выполнять химическими, физикохимическими, физическими и другими методами.

ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Классические методы анализа основаны на использовании химических реакций, протекающих в растворах и расплавах веществ (реакции нейтрализации, комплексообразования, осаждения, окисления - восстановления и др.). Химические реакции - это один из самых старых источников получения аналитической информации, который служит основой для градуировки и сравнения с другими методами анализа. Химическими методами измеряют массу, объём, время и другие величины. Главные методы: гравиметрия, титриметрия отличаются высокой точностью, но относительно невысокими пределами обнаружения, а гравиметрический метод количественного анализа ещё и длительностью выполнения определений.

1.Гравиметрический (весовой) анализ

Гравиметрия основана на точном измерении массы определяемого вещества или его составных частей, полученных в результате аналитической реакции и выделенных в виде соответствующих соединений.

34

Лабораторная работа № 1 Установление формул кристаллогидратов

Кристаллогидраты - это вещества, кристаллизующиеся с одной или несколькими молекулами воды (кристаллизационная вода). Некоторые кристаллогидраты при нагревании до определенной температуры теряют только воду, а разложение вещества происходит при более высокой температуре. Например, кристаллогидрат сульфата меди (CuS04·5H20) теряет полностью кристаллизационную воду при температуре 258°С, превращаясь в безводную соль, разложение безводного сульфата меди начинается при температуре 653оС.

Выполнение работы. Записать номер тигля. Прокалить фарфоровый тигель, охладить его в эксикаторе, взвесить на электронных технических весах с точностью до 0,01 г. Взвесить в тигле 0,5-1 г растертого в порошок кристаллогидрата. Поставить тигель с солью в сушильный шкаф или на песочную баню и нагревать в течение 30-40 мин при температуре 240-260°С. При работе с кристаллогидратом наблюдать за изменением цвета соли. По окончании обезвоживания (кристаллогидрат изменит свой цвет) поместить тигель с помощью тигельных щипцов в эксикатор и оставить на 10-20 мин до полного охлаждения.

Почему тигель с безводной солью нельзя охлаждать на воздухе?

Остывший тигель вынуть из эксикатора и взвесить. Повторять нагревание, охлаждение и взвешивание тигля до тех пор, пока разница показаний между предыдущим и последующим взвешиванием не составит 0,01 г.

Запись данных опыта и расчет. Результаты всех измерений записать в лабораторный журнал.

Номер тигля – Масса тигля,rri1, г =

Масса тигля + масса кристаллогидрата, m2 ,г = Масса кристаллогидрата, m3 = (m2 – m1), г =

Масса тигля с безводной солью после прокаливания, m4, г = Масса безводной соли m5 = ( m4 – m1 ),г =

Масса удаленной воды m6 = (m3- m5),г =

Рассчитать число молей воды, приходящееся на 1 моль безводной соли, и составить химическую формулу кристаллогидрата.

Найдите в химическом справочнике истинную формулу исследуемого кристаллогидрата и вычислите абсолютную и относительную погрешности.

объема титранта (стандартизированного рабочего раствора) к точно измеренному пипеткой объему титруемого (исследуемого) раствора с целью определить его

35

коэффициент. Эти величины называют характеристиками раствора. Концентрацию раствора можно выразить титром по определяемому веществу.

Пример. Рассчитать нормальность (молярная концентрация эквивалентов

Титр по определяемому веществу означает, какому количеству граммов определяемого вещества соответствует 1 см3 (1 мл) стандартизированного рабочего раствора (титранта).

1). N(NaOH) = T(NaOH) · 1000/ г-экв (NaOH)

N(NaOH) = 0,004040 · 1000 / 40 = 0,1010 н

2). К (NaOH) = N(NaOH)пpaкт / N(NaOH)тeop

вещества С;

3)титрование заместителя (метод замещения) - к раствору определяемого

вещества.

3.Способы определения точки эквивалентности (индикаторные и безындикаторные).

4.Кривые титрования.

5.Вещества, определяемые по данному методу.

36

Для выполнения вычислений и расчетов в титриметрических методах анализа необходимо знать, как вычисляют молярные массы эквивалентов веществ, участвующих в различных реакциях. В реакциях нейтрализации молярная масса эквивалентов (эквивалентная масса) определяется по числу замещенных или присоединенных катионов водорода, в реакциях окисления-восстановления по числу отданных восстановителем или присоединенных окислителем электронов. Величина молярной массы эквивалентов может выражаться в граммах (грамм-эквивалент) или миллиграммах (миллиграмм-эквивалент).

(процентное содержание вещества, г в 100 г раствора). Следует иметь в виду:

1)в процессе растворения вещества или разбавления раствора количество вещества, а следовательно, и число его эквивалентов, не изменяется;

2)в любой реакции вещества реагируют в эквивалентных количествах, т.е. число эквивалентов одного из реагирующих веществ равно числу эквивалентов другого вещества и равно числу эквивалентов каждого из веществ, получившихся в результате реакции.

Основная расчетная формула титрования исходит из закона эквивалентов,

произведение N·V постоянно, т.е. чем больше нормальность (молярная концентрация эквивалентов) раствора, тем меньше его объем, содержащий определенное количество эквивалентов вещества.

Реакции, применяемые в титриметрическом анализе, должны отвечать следующим требованиям: стехиометричность, быстрота протекания, возможность фиксирования точки эквивалентности.

Лабораторная работа № 2 Калибровка. Проверка ёмкости мерной посуды

Калибровку мерной посуды проводят на заводе-изготовителе. При этом допускаются некоторые ошибки, максимальная величина которых предусмотрена техническими условиями. Во избежание ошибок при использовании мерной посуды для точного измерения объемов жидкостей необходимо проверять вместимость мерной посуды. Емкость мерной посуды - колбы, пипетки, бюретки - проверяют перед работой. Если погрешность не превышает стандартную, то в расчетах её не учитывают. При большой погрешности в расчетах следует использовать истинный объем посуды.

Проверка ёмкости мерной колбы

Мерная колба предназначена для приготовления растворов точной концентрации (рабочих растворов или растворов установочных веществ), а также для разбавления исследуемых растворов до нужной концентрации.

Проверка вместимости мерной колбы заключается в том, что ее тщательно моют, сушат и взвешивают на технохимических весах с точностью до 0,01 г. Затем мерную колбу заполняют дистиллированной водой, точно устанавливая нижний край мениска на метку. Колбу с водой снова взвешивают на тех же весах и по разности

37

находят массу воды в колбе. Затем измеряют температуру воды и, пользуясь таблицей зависимости плотности воды от ее температуры, вычисляют истинный объем (вместимость) колбы.

Пример. Масса воды в мерной колбе вместимостью 500 мл равняется 499,85 г, при температуре воды 18°С плотность воды равна 0,99758 г/см3. Исходя из этого, истинная вместимость (объем) колбы составляет:

Vист = m (Н20)/р [мл], 499,75/0,99758 =500,96мл.

1.Проверка ёмкости мерной колбы

38

Лабораторная работа № 3 МЕТОДЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИТРОВАНИЯ

(Метод нейтрализации) (Протолитометрия)

Рабочие растворы метода - 0,1 н растворы НС1 и H2S04 (метод ацидиметрии) и 0,1 н растворы КОН и NaOH (метод алкалиметрии).

Установочные вещества - Na2C03, Na2B407 · 10Н20, Н2С204 · 2Н20.

1 .Алкалиметрия

Рабочий раствор метода 0,1 н раствор NaOH. Установочное вещество Н2С204 · 2Н20.

1. Приготовление рабочего раствора 0,1 н NaOH (гидроксид натрия).

0,1 н раствор NaOH в объеме 200 мл готовят разбавлением 2 н раствора или из раствора гидроксида натрия любой другой концентрации (исходный раствор). Необходимый объем исходного раствора вычисляют по формуле:

V исх. р-ра= N paб р-ра·V paб. р-ра / N исх. р-ра

V исх. р-ра = 200·0,1/2 = 10мл.

V(H20) = 200 - 10= 190 мл.

Раствор готовят в плоскодонных колбах вместимостью 300-500 мл. Мерным цилиндром отмеривают 10 мл 2 н раствора NaOH, 190 мл дистиллированной воды, переносят в колбу и тщательно перемешивают.

2.Приготовлеиие раствора установочного вещества 0,1 н Н2С204 · 2Н20 (щавелевая кислота).

Раствор готовят точной концентрации по навеске установочного (исходного) вещества в объеме 100 мл. Навеску исходного вещества вычисляют по формуле:

а = N · г-экв.·V[г],

г-экв. (Н2С204 · 2Н20 ) = М(Н2С204 · 2Н20) / n (основность кислоты),

г-экв. (Н2С204 · 2Н20) = 120,06 / 2 = 63,03 г а = 0,1·63,03·0,1=0,6303 г.

В сухой стакан, предварительно взвешенный сначала на технических весах, затем на аналитических весах, берут навеску щавелевой кислоты в пределах 0,6 -0,7 г.

Масса пустого стакана, г Масса стакана + масса кислоты, г ά, реальная навеска кислоты, г

Навеску растворяют в стакане в небольшом объеме дистиллированной воды, количественно переносят в мерную колбу вместимостью 100 мл, доводят до метки и, закрыв пробкой, тщательно перемешивают.

Вычисляют титр и нормальность щавелевой кислоты по формулам:

Т(Н2С204 · 2Н20) = ά / V [г/мл]; N(H2C204 · 2Н20) = Т 1000 /г-экв. [н].

3. Определение нормальности рабочего раствора щелочи по щавелевой кислоте

Нормальность щёлочи определяют титрованием. Бюретку укрепляют в штативе, ополаскивают сначала дистиллированной водой, затем рабочим раствором щелочи. Наливают в бюретку раствор щелочи, заполняют им носик бюретки, затем устанавливают уровень раствора щелочи в бюретке на 1-2 см выше нулевого

39

деления, открыв зажим, совмещают нижний край мениска с нулевым делением. Каждое новое титрование начинают с установки уровня жидкости в бюретке на нуле.

С помощью пипетки отмеряют и переносят в колбу для титрования 10,00 мл раствора щавелевой кислоты, предварительно ополоснув пипетку сначала дистиллированной водой, затем раствором щавелевой кислоты. В колбу для титрования вносят 1-2 капли фенолфталеина. Устанавливают колбу с раствором щавелевой кислоты под бюретку на лист белой бумаги и добавляют из бюретки по каплям раствор щелочи, непрерывно перемешивая раствор в колбе. Для этого колбу берут под горлышко правой рукой. Следует избегать попадания капель щелочи на стенки колбы.

Титрование заканчивают в тот момент, когда от одной избыточной капли рабочего раствора щелочи появляется розовое окрашивание, не исчезающее в течение

30 с.

Первое титрование проводят быстро, определяя объем, при котором окраска раствора стала розовой. Отсчет по бюретке производят с точностью до 0,05 мл, при этом глаз наблюдателя должен находится на уровне нижнего края мениска.

Например: на титрование пошло 10,40 мл щелочи. Второе и последующие титрования проводят следующим образом: установив уровень щелочи в бюретке на нуле, в колбу с 10,00 мл щавелевой кислоты добавляют первые 9-10 мл щелочи по каплям быстро при непрерывном перемешивании, последние порции рабочего раствора до точки эквивалентности добавляют по каплям медленно, также при перемешивании.

Титрование проводят до трех сходящихся результатов.

результаты измерений и вычислений четким и разборчивым почерком, с точностью, отвечающей точности измерительных приборов (весов) и посуды и точности вычислений, т.е. до четырех значащих цифр.

Контрольная задача

Определение количества серной кислоты (H2S04) в растворе

В мерную колбу вместимостью 100 мл получают у преподавателя или инженера-химика контрольный раствор серной кислоты. Раствор в колбе доводят до метки дистиллированной водой комнатной температуры и, плотно закрыв пробкой, тщательно перемешивают.