Лабораторная работа № 2

Получение труднорастворимых галогенидов серебра (I),

их отношение к раствору аммиака.

Оснащение опыта: Пробирки, растворы калий хлорида, натрий бромида, калий иодида, серебро (I) нитрата, водный аммиак.

Серебро (I) нитрат образует осадки со всеми галогенид-ионами, кроме фторид-ионов.

Clˉ + Ag⁺ → AgCl↓

Brˉ + Ag⁺ → AgBr↓

Iˉ + Ag⁺ → AgI↓

Методика проведения опыта: Внесите в три пробирки по 5-6 капель растворов солей, содержащих Clˉ, Brˉ, Iˉ, и добавьте к ним по 2-3 капли раствора AgNO₃. Отметьте цвет выпавших осадков. Сравните значение К_S образовавшихся галогенидов и сделайте вывод о том, какой из них является наиболее растворимым, а какой – наименее.

В пробирки с осадками AgCl, AgBr и AgI добавьте избыток раствора аммиака. Что наблюдается? Объясните, почему осадок серебро (I) хлорида хорошо растворяется в избытке реактива с образованием комплексного аммиаката:

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O,

серебро (I) бромид растворяется в аммиаке в незначительной степени:

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Br + 2 H₂O,

а серебро (I) иодид практически не растворяется, даже при большом избытке NH₄OH.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения взаимодействия калий хлорида, натрий бромида, калий иодида с серебро (I) нитратом. Укажите аналитические эффекты выполненных реакций.

2. Напишите уравнения реакций взаимодействия серебро (I) хлорида и серебро (I) бромида с избытком водного аммиака. Сделайте вывод о растворимости серебро (I) галогенидов в воде и аммиаке.

Лабораторная работа № 3

Условия образования осадка труднорастворимого электролита

магний карбоната

Оснащение опыта: пробирки, мерные цилиндры, химические стаканы, растворы магний сульфата и натрий карбоната с молярными концентрациями 0,5 моль/л и 0,005 моль/л.

Осадки труднорастворимых электролитов (солей, оснований или кислот) выпадают из насыщенных или пересыщенных растворов. Осадок не формируется только из ненасыщенного раствора.

В насыщенном растворе [A⁺]·[B‾] = K_s,

В пересыщенном растворе [A⁺]·[B‾] > K_s,

В ненасыщенном растворе [A+]·[B‾] < K_s,

где K_s – константа растворимости труднорастворимого электролита.

Чем меньше K_s, тем ниже растворимость и легче формируется осадок труднорастворимого вещества.

Методика проведения опыта: Получите у лаборанта растворы магний сульфата и натрий карбоната с концентрацией 0,5 моль/л. Рассчитайте произведение концентраций ионов Mg²⁺ и СO₃²‾ в растворе, полученном при сливании равных объемов данных растворов. Сравните полученный результат со значением константы растворимости MgCO₃ и сделайте вывод о характере приготовленного раствора (ненасыщенный, насыщенный или пересыщенный).

Внесите в пробирку 5 мл 0,5 М раствора магний сульфата и добавьте 5 мл 0,5 М раствора натрий карбоната. Что наблюдаете? Отметьте цвет выпавшего осадка. Сделайте вывод о соответствии теории и эксперимента.

Выполните соответствующий расчет и сделайте вывод о возможности выпадения осадка MgCO₃ при сливании равных объемом 0,005 М растворов указанных солей. Внесите в пробирку по 5 мл 0,005 М растворов магний сульфата и натрий карбоната. Что наблюдаете?

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнение взаимодействия магний сульфата и натрий карбоната. Отметьте цвет выпавшего осадка.

2. Приведите расчеты произведения концентраций ионов Mg²⁺ и CO₃²‾ в растворах, полученных при сливании равных объемов исходных и разбавленных растворов MgSO₄ и Na₂CO₃. Сделайте вывод о характере приготовленных растворов и возможности формирования из них осадка труднорастворимого MgCO₃. Совпадают ли теоретические расчеты с экспериментальными данными?

5. вопросы для самоконтроля знаний:

5.1 Растворы, растворимость, термодинамика растворения.

5.2 Растворимость газов в воде. Влияние температуры, давления и растворенных электролитов на растворимость газов. Сравнение растворимости газов в воде и плазме крови. Условия возникновения кессонной болезни.

5.3 Растворимость жидкостей друг в друге. Закон распределения Нернста-Шилова как теоретическая основа экстракции.

5.4 Растворимость твердых веществ в воде. Гетерогенное равновесие «труднорастворимый электролит–его ионы в насыщенном растворе». Константа растворимости. Условия формирования осадка труднорастворимого электролита. Гетерогенные равновесия при образовании костной ткани и появлении конкрементов при мочекаменной болезни.

Задача 1:

Рассчитайте концентрацию катионов тяжелых металлов в их насыщенных растворах в моль/л и г/л при температуре 298 K?

(a) AgNCS, K_s = 1,1·10‾¹²

(b) AgI, K_s = 8,3·10‾¹⁷

(c) BaСO₃, K_s = 1,0·10‾⁹

(d) PbS, K_s = 2,5·10‾²⁷

Ответ: 1,05·10‾⁶ моль/л; 1,13·10‾⁴ г/л;

9,1·10‾⁹ моль/л; 9,83·10‾⁷ г/л;

3,2·10‾⁵ моль/л; 4,38·10‾³ г/л;

5,0·10‾¹⁴ моль/л; 1,04·10‾⁴ г/л.

Задача 2:

К раствору AgNO₃ с молярной концентрацией 0,005 M добавили равный объем раствора KNO₂ с молярной концентрацией 0,001 M. Выпадет ли осадок труднорастворимой соли AgNO₂ из приготовленного раствора? K_S(AgNO₂) = 1,6·10⁻⁴.

Ответ: осадок не выпадает.

Задача 3:

Рассчитайте растворимость BaSO₄ (в г/л) в воде, если известно, что константа растворимости данной соли составляет 1,1·10⁻¹⁰. Сравните ее растворимость в воде и в растворе Na₂SO₄.

Ответ: 2,45·10‾³ г/л

Задача 4: Щавелевая кислота H₂С₂O₄ – это ядовитое вещество, присутствующее во многих растениях, включая шпинат. Кальций оксалат является труднорастворимой солью (K_S = 3,0·10‾⁹ при 25°C), являющейся одним из компонентов почечных конкрементов, образующихся в почках при мочекаменной болезни. Рассчитайте: (a) растворимость CaC₂O₄ в воде (моль/л и г/л), (б) молярные концентрации катионов кальция и оксалат-ионов в насыщенном растворе данной соли.

Ответ: а) 5,5·10‾⁵ моль/л; 7,04·10‾³ г/л;

б) 5,5·10‾⁵ моль/л; 5,5·10‾⁵ г/л.

6. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций;

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – C. 42-66;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – C. 93-112.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Суворов, А.В. Общая химия. /А.В. Суворов, А.Б. Никольский. – СПб: Химия, 1994. – C. 266-268.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Чернышева Л.В., Одинцова М.В., Довнар А.К., ассистенты Перминова Е.А., Прищепова И.В., Зыкова Е.Л.

31.08.2016

6