Лабораторные работы по общей и неорганической химии

• Название: Лабораторные работы по общей и неорганической химии
• Анкор: Laboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
• Дата: 14.12.2017
• Размер: 1 Mb.
• Имя файла: Laboratornye_raboty_po_neoranicheskoy_khimii_2015.doc
• Тип: Методические рекомендации; #11455
• страница: 4 из 14

Опыт 7. Действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита

а) В две пробирки налить по 5-6 капель 2н раствора СH₃COOH и прибавить по 1 капле индикатора метилоранжа. Одну пробику оставить для сравнения, а в другую добавить немного сухого CH₃COONa и перемешать. Наблюдать изменение окраски индикатора и объяснить наблюдаемое изменение.

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺

CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺

б) Аналигичный опыт выполнить с раствором NH₄OH. Использовоть индикатор фенолфталеин, а в качестве сильного электролита - кристаллический NH₄Cl. Как изменяется цвет индикатора и почему?

NH₄OH  NH₄⁺ + OH^-

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

Написать уравнения диссоциации электролитов и показать направление смещения ионного равновесия в растворе слабого электролита при введении одноименного иона.

Вопросы для самоподготовки

1. 
   Раствор, растворенное вещество, растворитель. Примеры растворов.
   
2. 
   Тепловые эффекты при растворении.
   
3. 
   Массовая доля растворенного вещества в растворе.
   
4. 
   Молярная концентрация растворенного вещества в растворе.
   
5. 
   Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалентов вещества.
   
6. 
   Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества в растворе.
   
7. 
   Закон эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов.
   
8. 
   Электролитическая диссоциация. Диссоциация соединений с ионной связью (оснований и солей) и соединений с ковалентной связью (кислот).
   
9. 
   Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры сильных и слабых электролитов.
   
10. 
    Константа диссоциации. Как константа диссоциации характеризует диссоциацию электролитов?
    
11. 
    Закон разбавления Оствальда. Как уменьшение концентрации раствора влияет на диссоциацию слабых электролитов?
    
12. 
    Диссоциация сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Зависимость активности иона от его заряда и ионной силы раствора.
    
13. 
    Ионные уравнения реакций. Условия протекания реакций в растворах.
    
14. 
    Амфотерные гидроксиды. Диссоциация амфотерных электролитов.
    

Задачи и упражнения

1. 
   Написать уравнения реакций диссоциации, приводящих к образованию следующих ионов: а) H⁺ и NO₃^-; б) Al³⁺ и SO₄^2-; в) Na⁺ и H₂PO^4-; г) Ca²⁺ и HCO₃^-; д) K⁺ и Br^-; е) СaOH⁺ и Cl^-.
   
2. 
   Написать уравнения диссоциации следующих веществ: а) Al(OH)₃; б) AlOHSO₄; в) H₂S; г) KHSO₃; д) NaClO; е) H₃PO₄; ж) NaH₂PO₄; з) Na₂HPO₄; и) Na₃PO₄; к) HCOOH.
   
3. 
   Написать уравнения первой и второй ступени диссоциации двухромовой (H₂Cr₂O₇) и хромовой (H₂CrO₄) кислот. Сравнить табличные данные величины констант диссоциации этих кислот. Определить, какая кислота сильнее?
   
4. 
   Диссоциация слабой хлористой кислоты описывается уравнеием: HClO₂ ⇌ H⁺ + ClO₂^-. Используя принцип Ле Шателье, объяснить, в какую сторону сместится равновесие и как изменится степень диссоциации: а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении нитрита натрия; в) при разбавлении раствора.
   
5. 
   Рассчитать концентрации сульфит-ионов (SO₃^2-) в 0,1 М растворах H₂SO₃ и K₂SO₃. Сравнить полученные результаты.
   
6. 
   В пробирку с соляной кислотой и цинком добавили раствор ацетата натрия. Как при этом меняется скорость выделения водорода? Как меняется концентрация ионов водорода в растворе, если к 100 мл 0,2 М раствора HCl прибавить 100 мл 0,2 М раствора CH₃COONa?
   

6. Определить степень диссоциации следующих растворов: а) 0,01 М HСlO, б) 0,4 М HF, в) 0,05 М HCOOH, г) 0,025 М C₆H₅OH.

7. Определить молярную концентрацию раствора кислоты, если степень диссоциации равна: а) 1% для CH₃COOH, б) 0.1% для HClO, в) 0,01% для HCN, г) 5% для HF.

8. Вычислить ионную силу и активности ионов в растворах: а) 0,01 М KBr, б) 0,1 М CuSO₄, в) 0,01 М AlCl₃, г) 0,001 М Fe(NO₃)₂.

9. Написать следующие уравнения реакций в полном ионном и сокращенном ионном виде:

а) 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O;

б) Ca(NO₃)₂ + 2NaOH = Ca(OH)₂ + 2NaNO₃;

в) Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S;

г) 3Mg(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O;

д) Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O;

е) CuCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)₂;

ж) Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 3BaSO₄ + 2AlCl₃.

10. Доказать амфотерный характер следующих гидроксидов: а) Zn(OH)₂, б) Fe(OH)₃, в) Pb(OH)₂, г) Al(OH)₃.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.
Теоретическая часть
Растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Например, равновесие в насыщенном растворе трудно растворимой соли CaSO₄ между твердым осадком и ионами, выражается следующим уравнением:

CaSO₄ ⇌ Ca²⁺ + SO₄^2-

в осадке в растворе

Константа равновесия данного процесса имеет вид:

K = [Ca²⁺] ∙ [SO₄^2-]/[CaSO₄]

Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [CaSO₄] = const. Следовательно, и произведение концентраций ионов Ca²⁺ и SO₄^2- представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР) или константой растворимости К_s:

K_{s CaSO4} = [Ca²⁺] ∙ [SO₄^2-].

Для уравнения, записаного в общем виде:

s ms ns

A_mB_n(тв.) ⇌ mAⁿ⁺ + nB^m-

константа растворимости имеет вид:

К_{s AmBn} = [Aⁿ⁺]^m ∙ [B^m- ]ⁿ.

Так как растворимость (s) равна молярной концентрации малорастворимого вещества A_mB_n в растворе, константа растворимости выражается следующим образом:

К_{s AmBn} = [ms]^m ∙ [ns ]ⁿ = m^m ∙ nⁿ ∙ s^m+n. Следовательно,

s^m+n = К_{s AmBn}/( m^m ∙ nⁿ)

Константа растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.

Хотя К_s при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:

1. Присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком (солевой эффект). В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.

2. Присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком (эффект одноименного иона). В этом случае растворимость резко уменьшается.

3. Присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами осадка. В этом случае растворимость резко возрастает.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование осадка и условие его растворения

В пробирку налить 4-5 капель раствора соли кальция и прибавить по каплям раствор оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄ до образования белого осадка. Испытать растворимость осадка в 2н растворе соляной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:

CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄  CaC₂O₄ + NH₄Cl

CaC₂O₄ + HCl  CaCl₂ + H₂C₂O₄

Выписать из таблиц константы диссоциации и растворимости слабых электролитов. Вычислить константу равновесия реакции растворения осадка и объяснить, почему это происходит.
Опыт 2. Определение направления химических реакций (растворение осадков)

Налить в пробирку 6-8 капель раствора хлорида или нитрата бария и прибавить по каплям раствор хромата калия K₂CrO₄ до образования желтого осадка. Осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2н раствор HCl, а к другой - 2н раствор СH₃COOH. В одной из пробирок наблюдается растворение осадка. Записать наблюдения, молекулярные и ионные уравнения реакций:

Ba(NO₃)₂ + K₂CrO₄  BaCrO₄ + KNO₃

BaCrO₄ + HCl  BaCl₂ + H₂CrO₄

BaCrO₄ + CH₃COOH  Ba(CH₃COO)₂ + H₂CrO₄

Вычислить константы равновесия процессов растворения BaCrO₄ в соляной и уксусной кислоте и объяснить наблюдаемые процессы.
Опыт 3. Разделение ионов кальция Ca²⁺ и бария Ba²⁺

В конической (центрифужной) пробирке смешать по 4-5 капель солей кальция и бария. После этого прибавить 4-5 капель раствора хромата калия K₂CrO₄ и перемешать. С помощью центрифуги отделить осадок от раствора и центрифугат слить в другую пробирку. Используя значения констант растворимости для BaCrO₄ и СaCrO₄, определить, какое вещество находится в осадке, а какое ˗ в растворе. Доказать наличие ионов Са²⁺ в центрифугате реакцией взаимодействия с раствором (NH₄)₂C₂O₄.

Записать наблюдения, привести молекулярные и ионные уравнения реакций, рассчитать константы равновесия:

Ba(NO₃)₂ + K₂CrO₄  BaCrO₄ + KNO₃

Сa(NO₃)₂ + K₂CrO₄  CaCrO₄ + KNO₃

СaCrO₄ + (NH₄)₂C₂O₄  CaC₂O₄ + (NH₄)₂CrO₄
Опыт 4. Смещение равновесия химической реакции в сторону образования менее растворимого соединения (демонстрационный)

Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра и прибавить к нему 2-3 капли раствора хромата калия. Записать цвет полученного осадка, после чего добавить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменяется цвет осадка? Затем прибавить к содержимому пробирки 2-3 капли раствора сульфида натрия и опять записать цвет осадка. Составить молекулярные и ионные уравнения всех превращений:

AgNO₃ + K₂CrO₄ → Ag₂CrO₄ + KNO₃

Ag₂CrO₄ + NaCl → AgCl + Na₂CrO₄

AgCl + Na₂S → Ag₂S + NaCl

Используя значения констант растворимости, вычислить растворимости полученных соединений и константы равновесия для наблюдаемых процессов. Сделать вывод о направлении химических реакций.
Вопросы для самоподготовки
1. Малорастворимые вещества - как слабые электролиты. Понятие растворимости (s).

2. Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор. Константа растворимости К_s (или произведение растворимости ПР).

3. Связь между растворимостью (s) и константой растворимости (К_s) для малорастворимых веществ различного состава.

4. Условия образования и растворения осадка.

5. Влияние общего иона на растворимость малорастворимого вещества. Солевой эффект.

6. Константа равновесия сложных систем: осадок  слабый электролит или осадок 1  осадок 2.
Задачи и упражнения

1. 
   Используя табличные значения констант растворимости (К_s), вычислить растворимость (s) следующих солей: а) AgBr; б) Ag₂CrO₄; в) CdS; г) CaC₂O₄; д) Ba₃(PO₄)₂.
   
2. 
   Вычислить константы растворимости для следующих веществ, если: а) s(MnS) = 1,5∙10^-10; б) s(Al(OH)₃) = 3,6∙10^-5; в) s(BaCO₃) = 9∙10^-4; г) s(AgI) = 7,4∙10^-3.
   
3. 
   Рассчитать значение К_s для ортофосфата серебра, если в 1 л насыщенного раствора содержится 0,0065 г соли.
   
4. 
   Произведение растворимости йодида свинца при 20°С равно 8∙10^-9. Вычислить растворимость соли и содержание соли в г/л при указанной температуре.
   
5. 
   Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС₂О₄ в 0,1 М растворе оксалата аммония (NH₄)₂С₂О₄ меньше, чем в воде. К_s (СаС₂О₄) = 2,6 10^-9.
   
6. 
   Смешаны равные объемы 0,01 М. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция?
   
7. 
   Произведение растворимости MgS при температуре 25°С равно 2,0·10^–15. Образуется ли осадок сульфида магния при смешении равных объемов 0,004 Н раствора нитрата магния и 0,0006 Н раствора сульфида натрия? Степени диссоциации этих электролитов принять за 1.
   
8. 
   Образуется ли осадок при смешивании: а) 10 мл 0,1 М раствора СаCl₂ и 90 мл 0,01 М раствора К₂C₂O₄; б) 200 мл 0,001 М BaCl₂ и 50 мл 0,0005 М раствора Na₂CO₃.
   
9. 
   Определить массу ионов свинца в: а) 100 л насыщенного раствора PbS; б) в 500 мл насыщенного раствора PbI₂; в) в 50 л насыщенного раствора PbSO₄.
   
10. 
    Какой объем воды необходим для растворения: а) 20 г BaCO₃; б) 1,0 г Ag₂S; в) 10 г Ca₃(PO₄)₂.
    
11. 
    Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия BaC₂O₄ с соляной и уксусной кислотами. Вычислите константы равновесия и определите возможность протекания этих реакций.
    
12. 
    К раствору, содержащему 0,05 моль/л ионов Ca²⁺ и Ba²⁺ прибавляют по каплям раствор Na₂CrO₄. Какой осадок образуется первым? При какой концентрации хромата натрия это произойдет? Разбавлением растворов при смешивании пренебречь.
    
13. 
    Почему для разделения ионов Ca²⁺ и Ba²⁺ используется раствор хромата калия, но нельзя использовать растворы оксалата аммония или карбоната натрия?
    

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4
Ионное произведение воды. рН растворов.

Гидролиз солей.
Теоретическая часть
Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

H₂O  H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды имеет вид:

K = [H⁺][OH^-]/[H₂O]

Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н₃О⁺.

Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому

[H⁺][OH^-]=K[H₂O]=K_w

Ионное произведение воды (K_w) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10^-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре K_w = 10^-14.

Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение K_w возрастает.

Если при 25°С [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-].

Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H⁺ и OH^- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями: