Лабораторний_практикум_з_дисципліни Хімія”_2014

Питання для самоперевірки

1 Чим виражається склад розчину?

2Скільки грамів HCl міститься в 100 мл 0,1 н розчину HCl?

3Визначити молярну й нормальну концентрації 30% розчину сірчаної кислоти з густиною 1,224 г/см3.

4Що таке титр розчину? Які розчини називаються титрованими?

5У чому полягає процес титрування?

Лабораторна робота № 8

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. РЕАКЦІЇ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

8.1Мета роботи ― вивчення хімічної рівноваги та можливості перебігу реакцій в розчинах електролітів.

8.2Загальні вказівки

Під час виконання лабораторної роботи необхідно знати, що електроліти

– це речовини, які розпадаються в розчинах або розплавах на позитивно заряджені іони (катіони) і негативно заряджені іони (аніони). Процес розпаду молекул на іони – електролітична дисоціація – відбувається під дією полярних молекул розчинника. При цьому одні речовини розпадаються на іони повністю (сильні електроліти), а інші − лише частково (слабкі електроліти).

До сильних електролітів належать майже всі солі, деякі мінеральні кислоти (HNO3, H2SO4 розв , HCl, HBr,HJ) і основи, утворені лужними та лужнозе-

мельними металами (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

До слабких електролітів належать вода, практично всі органічні кислоти, деякі мінеральні кислоти (H2S, H2CO3, H2SiO3, HCN ), а також основи, утворенні p ,d ,f - металами, та Mg(OH)2, NH4OH.

Здатність електролітів до дисоціації на іони визначається ступенем дисоціації і константою дисоціації К.

α nдис , К [K ] [A ] (для електроліту КА), n [KA]

де n дис− число молекул, що розщепилися на іони; n − загальне число розчинених молекул;

[K ],[A ],[KA]− рівноважні концентрації іонів та недисоційованих моле-

кул.

30

Необхідно звернути увагу на те, що більш зручною характеристикою сили електроліту є константа дисоціації, оскільки К, як і , залежить від природи розчиненої речовини й розчинника та від температури, але на відміну від вона не залежить від концентрації розчину.

Слід мати на увазі, що багатоосновні кислоти й багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто. Наприклад:

У водних розчинах електролітів необхідно враховувати дисоціацію води як слабкого електроліту:

H2O H OH

Іонний добуток води [H ] · [OH ] для будь-яких водних розчинів є постійною величиною, що дорівнює 10-14 (t=220C).

Для характеристики реакції середовища доцільно користуватися водне-

вим показником pH lg[H ]. В нейтральних розчинах рН=7, в кислих рН < 7, в лужних рН > 7.

Для якісного визначення реакції середовища застосовують індикатори, колір яких змінюється залежно від величини pH розчину. Найчастіше використовують такі індикатори: лакмус, фенолфталеїн і метилоранж.

Необхідно пам’ятати, що реакції обміну в розчинах електролітів практично відбуваються в бік утворення осаду (малорозчинних речовин), газів (летких речовин) і слабких електролітів (малодисоційованих сполук).

Під час складання іонних рівнянь реакцій треба керуватися тим, що сильні розчинні електроліти, як практично повністю дисоційовані, пишуться у вигляді іонів, а речовини малодисоційовані, малорозчинні й газоподібні записують у молекулярному вигляді.

8.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Хімічна рівновага в розчинах слабких електролітів

1 У в дві пробірки налити по 5 мл дистильованої води й додати в кожну з них по 2 краплі метилоранжу. Одну з пробірок залишити контрольною для порівняння кольору. У другу з пробірок додати одну краплю концентрованої оцтової кислоти СН3СООНі звернути увагу на зміну кольору. Розділити вміст другої пробірки на дві частини і до однієї з них додати невелику кількість кристалічного ацетату натрію СН3СООNa ретельно перемішати і порівняти колір розчинів у всіх трьох пробірках.

31

2 У дві пробірки налити по 5 мл дистильованої води й додати в кожну з них по 2 краплі фенолфталеїну. Одну з пробірок залишати контрольною для порівняння кольору. У другу з пробірок додати одну краплю концентрованого розчину гідроксиду амонію NH4OH. Звернути увагу на зміну кольору. Розділити вміст другої пробірки на дві частини. До однієї з них додати трохи кристалічного хлориду амонію NH4Cl, ретельно перемішати й порівняти колір розчинів у всіх трьох пробірках.

Дослід 2 Реакції в розчинах електролітів

1 У пробірку налити 2-3 мл розчину нітрату калію KNO3 й додати туди стільки ж розчину хлориду натрію NaCl. Звернути увагу на те, що відбувається.

2 В одну з пробірок налити 2 мл розчину сульфату магнію MgSO4, в другу стільки ж розчину сульфату хрому Cr2(SO4)3, в третю – сірчаної кислоти H2SO4. У кожну з пробірок додати по 3 мл хлориду барію BaCl2. Звернути увагу на те, що відбувається.

3 Налити в одну пробірку 2 мл розчину сульфату хрому Cr2(SO4)3, в другу − стільки ж розчину хромату калію K2CrO4 і додати до в кожної з них по кілька крапель розчину гідроксиду калію KOH. Звернути увагу на те, що відбувається в кожній із пробірок.

4 Налити в пробірку 2 мл розчину карбонату натрію Na2CO3 і додати стільки ж розчину соляної кислоти HCl. Звернути увагу на те, що відбувається.

8.4 Оформлення результатів роботи

Дослід 1 Скласти рівняння дисоціації оцтової кислоти й гідроксиду амонію, вираз швидкостей прямої і зворотної реакцій, а також констант дисоціації для вказаних рівноважних систем. Записати рівняння дисоціації ацетату натрію і хлориду амонію.

Зробити висновок щодо причини зміни забарвлення розчинів.

Зробити загальний висновок про вплив додання однойменного іона на дисоціацію слабкого електроліту.

Дослід 2 Скласти рівняння реакцій в молекулярному та іонному вигля-

дах.

На якій основі можна зробити висновок про те, що в розчинах електролітів реакції відбуваються між іонами, а не між молекулами? Пояснити, в яких випадках відбуваються реакції в розчинах електролітів.

Питання для самоперевірки

1Що таке електроліти та неелектроліти?

2Який процес називається електролітичною дисоціацією?

32

3Що таке ступінь та константа дисоціації? Від яких факторів вони зале-

жать?

4За якою ознакою електроліти поділяють на слабкі та сильні?

5В яких випадках можуть відбуватися реакції в розчинах електролітів?

6Написати рівняння ступінчатої дисоціації сірководневої кислоти і вирази констант дисоціації.

Лабораторна робота № 9

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

9.1Мета роботи ― вивчення реакції середовища в розчинах різних солей а також факторів, які впливають на перебіг гідролізу.

9.2Методичні вказівки

Гідроліз є реакцією обмінної взаємодії іонів розчиненої солі з водою, в результаті якої утворюються малодисоційовані сполуки (молекули слабких кислот або основ, аніони кислих або катіони основних солей) і змінюється pHсередовища.

Щоб зрозуміти суть гідролізу, треба знати, що всі солі є сильними електролітами. Іони основних і кислотних залишків, на які дисоціюють солі, можуть сполучати H або OH іони води. Внаслідок сполучення одного з іонів води відбувається зміщення рівноваги процесу дисоціації води вправо і нагромадження в розчині одного з іонів H або OH , в результаті чого змінюється рН середовища. З іонами води можуть сполучатись тільки ті іони солі, які утворюють слабку кислоту або слабку основу. Тому гідролізу підлягають солі, до складу яких входять катіон слабкої основи (AlCl3, ZnSO4) або аніон слабкої кисло-

ти (CH3COONa, Na2S), або і катіон і аніон слабких електролітів одночасно

(Al2S3, (NH4)2S).

Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, не гідролізують, оскільки їхні іони не можуть утворити слабких електролітів з водою.

Залежно від типу солі процес гідролізу може відбуватися по-різному. Розрізняють гідроліз солей: 1) за катіоном (катіон від слабкої основи); 2) за аніоном (аніон від слабкої кислоти); 3) за катіоном і аніоном (і катіон і аніон від слабких електролітів). Схеми гідролізу за катіоном і аніоном мають вигляд:

Me H2O MeOH H ;

A H2O HA OH .,

де A і Me − відповідно умовні аніон слабкої кислоти HA і катіон слабкої основи MeOH.

33

Солі, утворені багатозарядним катіоном або багатозарядним аніоном, гід-

ролізують ступінчасто. Взаємодія багатозарядних іонів (Fe3 ,Cu2 ,CO32 , PO34 та ін.) з водою звичайно відбувається до утворення основного або кислого іонів (перший ступінь гідролізу), наприклад:

Fe3 H2O FeOH2 H ;

CO32 H2O HCO3 OH .

Гідроліз за катіоном призводить до сполучення гідроксид–іонів води й нагромадження іонів водню (середовище кисле, рН<7).

Гідроліз за аніоном призводить до сполучення іонів водню від води і нагромадження іонів OH (середовище лужне, pH >7).

Необхідно пам’ятати, що процес гідролізу є оборотним, тому в більшості випадків до кінця не проходить.

Найбільш сильному гідролізу піддаються солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою. Реакція гідролізу може відбуватися практично до кінця і бути необоротною, якщо продукти гідролізу виводяться зі сфери реакції, наприклад:

Al2S3 6H2O 2Al(OH)3 3H2S .

У наведеному рівнянні продуктами гідролізу є слабка основа і слабка кислота, які до того ж видаляються з розчину, зміщуючи тим самим рівновагу гідролізу праворуч.

9.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Визначення характеру середовища

У п’ять пробірок налити нейтральний розчин лакмусу на чверть об’єму пробірки. Одну пробірку залишити для порівняння, а в інші чотири додати на кінчику шпателя кристали солей: у першу – карбонату натрію Na2CO3, у другу

– хлориду алюмінію AlCl3 , у третю – хлориду калію KCl, у четверту – ацетату амонію CH3COONH4. Розмішувати розчин у кожній пробірці треба окремою паличкою. Порівняти колір розчинів у пробірках з кольором розчину в контрольній пробірці.

Дослід 2 Вплив температури на ступінь гідролізу солі

У пробірку налити на чверть її об’єму дистильованої води, додати на кінчику шпателя ацетат натрію CH3COONa, розмішати, далі додати 1-2 краплі фенолфталеїну. Пробірку обережно нагріти до кипіння, а потім охолодити. Звернути увагу на зміну кольору під час нагрівання і при охолодженні.

34

Дослід 3 Повний (необоротний) гідроліз солей

До 1-3 мл розчину сульфату алюмінію Al2(SO4)3 додати такий самий об’єм розчину соди Na2CO3. Звернути увагу на те, що відбувається.

9.4 Оформлення результатів роботи

Дослід 1 За зміною кольору лакмусу зробити висновок про реакцію середовища в розчині кожної солі. Одержані результати оформити у вигляді таблиці:

Написати молекулярні та іонні рівняння реакцій гідролізу.

Дослід 2 Написати молекулярне та іонне рівняння гідролізу ацетату натрію. Зробити висновок про зміну концентрації іонів OH у розчині на підставі зміни кольору фенолфталеїну. Зробити висновок щодо впливу температури на ступінь гідролізу солі.

Дослід 3 Написати рівняння реакцій між сульфатом алюмінію i содою та гідролізу карбонату алюмінію. Пояснити причину появи гідроксиду алюмінію.

Питання для самоперевірки

1 Чим визначається реакція середовища? Якою величиною можна кількісно охарактеризувати реакцію середовища?

2Що таке іонний добуток води? Чому він дорівнює?

3Що таке гідроліз солей?

4Від яких факторів залежить гідроліз солей?

5Які з солей K2S, Pb(NO3)2, NaCl піддаються гідролізу? Скласти моле-

кулярні та іонні рівняння реакцій гідролізу відповідних солей. Яке значення pH мають розчини цих солей?

Лабораторна робота № 10

АДСОРБЦІЯ

10.1 Мета роботи ― вивчення залежності величини адсорбції від рівноважної концентрації адсорбата.

10.2 Загальні вказівки

Адсорбція – це зміна концентрації речовини поблизу поверхні поділу фаз

35

(поглинання на поверхні). Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання, називаються адсорбентами, а речовини, які поглинаються, називаються адсорбатами.

Явище адсорбції пов’язане з тим, що частинки поверхневого шару твердого тіла внаслідок незкомпенсованих молекулярних сил зчеплення мають деякий запас енергії, так звану поверхневу енергію. Під впливом цієї енергії молекули газу або розчиненої речовини (адсорбата) притягуються поверхнею твердого тіла (адсорбентом). Адсорбційна здатність адсорбента залежить від площі його поверхні. Найбільш високу адсорбційну здатність має активоване вугілля (внутрішня поверхня пор 1г активованого вугілля складає 1000 м2). Крім активованого вугілля, в якості адсорбента використовують гель кремнієвої кислоти (сілікагель, глинозем).

Кількісно адсорбцію вимірюють у молях адсорбата на одиницю площі поверхні адсорбента (моль/м2) або в молях адсорбата на одиницю маси адсорбента (моль/г).

Криву залежності величини адсорбції (Г) від рівноважної концентрації (С) або тиску (Р) адсорбата за сталої температури (Т) називають ізотермою ад-

сорбції: Г = f(C) або Г=f(Р), при Т=const.

Графічно ізотерма адсорбції є гіперболою, яка за великих концентрацій наближається до Гmax (адсорбційний шар повністю насичений). За малих концентрацій адсорбата величина адсорбції є пропорційною до його концентрації.

10.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Адсорбція метилоранжу активованим вугіллям

Одержати в лаборанта вихідний розчин метилоранжу визначеної концентрації. Послідовним розведенням у два рази, приготувати з вихідного розчину два більш розведених. У три пробірки налити по 10 мл одержаних розчинів і порівняти інтенсивність їхнього кольору відповідно до еталонної шкали, та визначити концентрації (СВИХ) цих розчинів.

У кожну з пробірок насипати по 0,5 г активованого вугілля. Розчини з активованим вугіллям ретельно перемішати, витримати їх у контакті з вугіллям протягом 10 хвилин (час від часу перемішуючи).

Відфільтрувати розчини (фільтри зберегти). За еталонною шкалою визначити їхні концентрації (СРІВН.).

Дослід 2 Десорбція метилоранжу

У три пробірки налити по 10 мл дистильованої води, скляною паличкою обережно зняти активоване вугілля з фільтрів, які залишилися в досліді 1, помістити їх в ці пробірки та перемішати вміст пробірок.

Через 10 хвилин розчини з десорбованим метилоранжем відфільтрувати і залити в чисті пробірки. За еталонною шкалою визначити концентрації розчинів після десорбції.

36

10.4 Оформлення результатів роботи

Дослід 1 Дані досліду занести в таблицю:

Знайти величину адсорбції за формулою

Підрахувати відносну кількість десорбованого метилоранжу до адсорбованого в процентах.

Свих. Срівн.

10.5 Питання для самоперевірки

1Що таке адсорбція? З чим пов’язане явище адсорбції?

2Від чого залежить адсорбційна здатність адсорбента?

3В яких одиницях вимірюється адсорбція?

4Що таке ізотерма адсорбції?

37

Лабораторна робота № 11

ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ. КОЛОЇДНІ РОЗЧИНИ

11.1 Мета роботи ― одержання дисперсних систем (емульсія, суспензія, золь) і вивчення їхніх властивостей.

11.2 Загальні вказівки

Під час виконання роботи треба знати, що до дисперсних систем належать гетерогенні системи з дуже розвиненою поверхнею поділу фаз. Залежно від розміру часточок дисперсної фази дисперсні системи поділяються на грубодисперсні (розмір часточок складає 10-5 – 10-7 м), до яких належать суспензії й емульсії та тонкодисперсні – колоїдні розчини або золі (розмір часточок складає 10-7 – 10-9 м). Якщо розмір часточок дисперсної фази є меншим за 10-9 м, то утворюються істинні розчини.

Під час дослідження властивостей дисперсних систем необхідно враховувати, що колоїдні системи відрізняються від суспензій і емульсій здатністю до агрегативної та кінетичної стійкостей. Причиною агрегативної стійкості колоїдних розчинів є однойменний заряд гранул колоїдних частинок, кінетична стійкість зумовлюється наявністю броунівського руху.

Розглянемо будову колоїдної частинки на прикладі золю йодиду срібла, який утворюється під час змішування розведених розчинів нітрату срібла і йодиду калію:

AgNO3 KJ AgJ KNO3

Залежно від того, який з реагентів узятий в надлишку (AgNO3чи KJ ), колоїдна частинка золю буде мати різну будову. Одержані в результаті реакції молекули нерозчинної речовини AgJ злипаються, утворюючи мікрокристалик – агрегат. Оскільки розмір молекул дуже малий, то для утворення агрегату повинна об’єднатися велика кількість молекул AgJ. Позначимо агрегат через [mAg]. На поверхні агрегату відбуваються адсорбційні процеси, причому переважно адсорбуються іони, які знаходяться в надлишку і входять до складу агрегату. Їх називають потенціалвизначальними іонами. Якщо в надлишку AgNO3,

то на поверхні мікрокристалика переважно будуть адсорбуватися n іонів Ag .

Агрегат разом з адсорбованими іонамиAg називають ядром. До ядра притя-

гуються іони з протилежним знаком, які знаходяться в надлишку (NO3 ). Вони називаються протиіонами і їхня кількість завжди менша за кількість початково адсорбованих іонів (Ag ).

Агрегат разом з адсорбційним шаром утворює гранулу. Оскільки кількість початково адсорбованих іонів завжди є більшою за кількість протиіонів,

38

то гранула має заряд, що дорівнює алгебраїчній сумі зарядів усіх іонів, що входять до адсорбційного шару. Біля поверхні гранули концентрується х протиіо-

нів NO3 , утворюючи так званий дифузний шар. Гранулу разом з дифузним шаром називають міцелою. Міцела є електронейтральною частинкою (рис. 11.1).

mAgJ nAg n x NO3 xNO3

ядро

гранула міцела

Рисунок 11.1– Будова міцели золю AgJ (у надлишку AgNO3)

Якщо в розглянутій реакції в надлишку взяти KI , то міцела буде мати іншу будову, (рис. 11.1а).

mAgJ nJ n x K xK

ядро гранула міцела

Рисунок 11.1,а – Будова міцели золю AgJ(у надлишку KJ )

Необхідно звернути увагу на те, що під час утворення багатьох золів до адсорбційного шару входять багатозарядні іони. Під час складання формул міцел таких золів необхідно враховувати багатозарядність іонів.

Треба знати, що порушення агрегативної стійкості призводить до укрупнення колоїдних частинок коагуляції. Коагуляція викликає порушення кінетичної стійкості системи, що призводить до утворення осаду (коагуляту). Під час дослідження коагуляції золів електролітами необхідно звернути увагу на те, що коагуляцію викликають іони, які мають заряд, протилежний за знаком заряду гранули, причому чим більший заряд іона, тим вищою є його коагуляційна здатність.

11.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Приготування суспензії крейди у воді

У дві пробірки налити дистильованої води до половини об’єму. В одну з них додати 1 мл 0,5% розчину желатину. Потім в обидві пробірки внести по од-

39