Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Титрование раствора Ход опыта 1. В мерную бюретку, закрепленную в штативе, налить раствор кислоты с эквивалентной концентрацией 0,1 моль /л (0,1 н. Этот раствор называется рабочим раствором. 2. В три конические колбы набрать с помощью мерной пипетки по 10 мл раствора NaOH, приготовленного в предыдущем опыте, добавить в каждую колбу по одной капле индикатора метилоранжа. 3. Из бюретки медленно (по каплям) прибавлять раствор кислоты к раствору щелочи до изменения окраски индикатора. По окончании титрования записать объем кислоты, пошедшей на титрование. 4. Опыт повторить еще два раза, каждый раз предварительно доливая раствор кислоты в бюретку до нулевого деления. 5. Рассчитать средний объем кислоты, пошедшей на титрование, и эквивалентную концентрацию щелочи. Вычислить титр раствора. 7. Сопоставить концентрацию приготовленного раствора, найденную методом титрования, с заданным значением. Рассчитать погрешность, допущенную при приготовлении раствора, в выводе указать причины погрешности. Работа 8. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ Введение В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность химических процессов выражается при записи их в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов. Например, реакции нейтрализации записываются так HCl + KOH = KCl + H 2 O – молекулярное уравнение, H + + OH - = H 2 O – ионно-молекулярное уравнение, из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды. Уравнения реакций BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Ba(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3 34 сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества- сульфата бария Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов с образованием малорастворимых веществ (осадков или газов) или молекул слабых электролитов Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑; CO + 2H 3 2 − + = H 2 O + CO 2 ↑ В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, таки среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например ↓Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O ↓Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + H 2 O В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита – воды Кд(H 2 O) = 1,8·10 -16 , тогда как ПР = Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов превышает ПР осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР. Экспериментальная часть Цель работы. 1. Провести некоторые необратимые и обратимые реакции вводных растворах и выразить их молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями. 2. Изучить влияние условий взаимодействия на состояние равновесия ионообменных реакций. Опыт 1. Получение малорастворимых солей а) Получение солей свинца В две пробирки внести по 2 - 3 капли растворов нитрата свинца) и прилить в одну раствор йодида калия, в другую – хлорида натрия. Описать ход опыта, наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. б) Получение других малорастворимых солей. Пользуясь таблицей растворимости, подобрать реактивы и получить сульфид свинца, хромат бария, хлорид серебра. В пробирках смешать по несколько капель реактивов и наблюдать образование осадков. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и отметить окраску образовавшихся осадков. Опыт 2. Получение малорастворимых оснований а) Неамфотерные основания В три пробирки внести по 2 - 3 капли растворов солей хлорида магния, сульфата меди) и нитрата висмута в каждую добавить гидроксид натрия до выпадения осадка. Описать опыт. Отметить цвет 35 и зернистость полученных оснований, написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. б) Амфотерные основания Налить 1 / 4 часть пробирки раствора хлорида хрома CrCl 3 , добавить раствор гидроксида натрия NaOH по каплям до выпадения осадка. Осадок разделить на две части, затем в одну пробирку прилить избыток щелочи, в другую – избыток соляной кислоты. Написать уравнения реакций получения гидроксида хрома) и его взаимодействия си. Повторить и описать опыт с использованием сульфатов алюминия и цинка. Опыт 3. Ионообменная реакция с образованием газообразного продукта В пробирку налить несколько капель раствора хлорида аммония, добавить раствори пробирку нагреть на спиртовке, не доводя до кипения. Определить выделяющийся газ по запаху, написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Опыт 4. Получение и растворение малорастворимых веществ В одну пробирку налить 5–6 капель сульфата железа, а во вторую – столько же сульфата меди. В обе пробирки добавить несколько капель раствора сульфида натрия дополучения осадков. К полученным осадками прилить соляную кислоту. Какой из осадков растворился в кислоте Составить уравнения всех проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведений растворимости сульфида железа (5 10 -18 ) и сульфида меди (6,3 10 -36 ). Работа 8. Гидролиз солей Введение При растворении солей вводе, наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов, протекают реакции взаимодействия ионов соли сих гидратной оболочкой. Этот процесс называется гидролизом В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды, приводящее к изменению р среды, которое можно определить с помощью индикаторов. Например, при растворении ацетата натрия протекают следующие процессы- и среда становится щелочной. Изменение р при растворении соли вводе является одним из основных признаков, указывающих на протекание гидролиза. Гидролиз можно рассматривать как результат поляризационного взаимодействия ионов сих гидратной оболочкой. Чем сильнее поляризующее действие ионов и больше их поляризуемость, тем в большей степени протекает гидролиз. Сильное поляризующее действие оказывают небольшие по размеру многозарядные ионы обычно это катионы слабых оснований. Сильно поляризуются большие по размерам анионы – кислотные остатки слабых кислот. Различают несколько вариантов гидролиза. 1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, практически не подвергается гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO 3 и др) имеют нейтральную среду (р ≈ 7). 2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, т.к. анион образует с ионами водорода слабую кислоту КСN + H 2 O HCN + KOH CN - + HOH HCN + OH - Cреда в этом случае щелочная (рН > 7). Соли, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются ступенчато я ступень К 2 СО 3 + НОН КНСО 3 + КОН СО + НОН 3 2 − НСО 3 - + ОН - 2-я ступень КНСО 3 + НОН СО + КОН НСО 3 - + НОН Н 2 СО 3 + ОН- причем, гидролиз идет в основном по первой ступени. 3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, т.к. катион образует с ионами ОН- слабое основание NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl или в ионном виде NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + Cреда в этом случае кислая (рН < 7). Соли многокислотных оснований гидролизуются степенчато: я ступень ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl Zn 2+ + HOH Zn(OH) + + я ступень Zn(OH)Cl + H 2 O Zn(OH) 2 + HCl Zn(OH) + + HOH Zn(OH) 2 + причем, гидролиз идет в основном по первой ступени. 4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону NH 4 CN + H 2 O NH 4 OH + HCN При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований обычно рН составляет 6 – 8). Такие соли гидролизуются в большей степени. Иногда гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок, или они образуются одновременно, например Al 2 S 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S ↑ Экспериментальная часть Цель работы Провести гидролиз некоторых солей, изучить влияние состава солей и внешних условий на полноту их гидролиза. 38 Опыт 5. Определение среды растворов различных солей На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести по одной капле растворов КСl, А, Na 2 CO 3 . Сделать вывод, в каком случае протекает гидролиз, определить рН растворов, занести результаты в таблицу № Формула соли Цвет индикатора рН Среда Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде 1 KCl 2 А 3 Опыт 6. Изучение влияния заряда катиона на его поляризующее действие и гидролиз по катиону С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов FeSO 4 и FeCl 3 . Какая из двух солей гидролизуется сильнее и почему Записать уравнения ступенчатого гидролиза этих солей в молекулярном и ионном виде. Опыт 7. Изучение влияния условий проведения гидролиза на полноту его протекания а) Влияние концентрации. В пробирку налить 2 - 3 капли концентрированного раствора хлорида железа (III). Установить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Раствор в пробирке разбавить водой, увеличив объем в 3-4 раза и установить рН разбавленного раствора. Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступеням. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту ее гидролиза. б) Влияние температуры. В пробирку налить раствори прокипятить на спиртовке. Что наблюдается Написать уравнения гидролиза по всем ступеням, имея ввиду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании. делать вывод о влиянии температуры на полноту гидролиза cолей. Опыт 8. Взаимное усиление гидролиза двух солей К 5 - 6 каплям раствора сульфата алюминия прибавить такой же объем раствора карбоната натрия. Наблюдать образование осадков гидроксида алюминия и выделение пузырьков углекислого газа. Написать уравнение реакции и объяснить, почему образуется не карбоната гидроксид алюминия. Повторить опыт в другой пробирке с использованием сульфата алюминия и сульфида натрия. Определить по запаху, какой газ при этом выделяется. Написать уравнение реакции и объяснить, почему образуется не сульфида гидроксид алюминия. Опыт 9. Образование оксосоли при гидролизе В пробирку налить 2 - 3 капли раствора хлорида сурьмы. Проверить с помощью индикаторной бумаги среду (рН). Содержимое пробирки разбавить водой. Что наблюдаетcя? Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступенями уравнение образования оксосоли. 39 Работа 10. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Введение Комплексным соединением называется такое соединение, в узлах кристаллической решетки которого находятся комплексные ионы, устойчивые как в твердом состоянии, таки в растворах Комплексным ионом называется сложный ион, в состав которого входит катион или атом металла, связанный сне- сколькими полярными молекулами или анионами. Рассмотрим состав комплексного соединения на примере Частица [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ называется комплексным ионом (другие названия комплекс, внутренняя сфера, а SO 4 2- – внешней сферой. Катион Cu 2+ в комплексе называется комплексообразователем, а молекулы NH 3 – лигандами. Число лигандов, равное в этом соединении четырем, называется координационным числом комплексообразователя или комплексного соединения. Комплексообразователями являются главным образом катионы металлов, а лигандами – полярные молекулы (NH 3 , H 2 O) или анионы – кислотные остатки (F - , Cl - , I - , CN - , NO 2 - , SCN - ), а также гидроксид-ион ОН. Координационное число чаще всего равно 6, 4 или 2. По заряду комплекса рассматриваемые соединения подразделяются на катионные, например [Zn(H 2 O) 4 ]Cl 2 , анионные – K 3 [Co(CN) 6 ], двойные (катион- анионные) – [Ni(NH 3 ) 6 ] 2 [Fe(CN) 6 ] и нейтральные – [Pt(NH 3 ) 2 Cl 4 ]. По виду лигандов эти соединения подразделяются так 1) аквакомплексные – лигандами являются молекулы воды [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 ; 2) амминокомплексные– лигандами являются молекулы NH 3 : [Cd(NH 3 ) 6 ]I 2 ; 3) гидроксокомплексные – лигандами являются ОН - -ионы: Na 3 [Al(OH) 6 ]; 4) ацидокомплексные – лигандами являются кислотные остатки K 4 [FeCl 6 ]; 5) смешанные – лигандами являются различные частицы При растворении комплексные соединения (кроме нейтральных) диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы K 3 [Fe(CN) 6 ] = 3K + + [Fe(CN) 6 ] 3- ; ]] ) CN ( Fe [ K [ ] ] ) CN ( Fe [[ ] K [ K 6 3 3 6 3 Д − + = Комплексные ионы в растворах диссоциируют очень незначительно. Константы их диссоциации называются константами нестойкости (символическое обозначение Кн) и даны в справочниках [Fe(CN) 6 ] 3- Fe 3+ + 6CN - ; Кн Номенклатура комплексных соединений изучается на практических занятиях. Напомним ее с помощью примеров [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 – гидроксид тетраамминцинка; K 3 [Fe(CN) 6 ] – гексацианоферрат(III) калия [Ni(NH 3 ) 4 ][PtCl 6 ] – гексахлороплатинат(IV) тетраамминникеля(II); [PdCl 2 (H 2 O) 4 ] – тетрааквадихлоропалладий. 40 Экспериментальная часть Цель работы. Экспериментальное ознакомление с методами получения комплексных соединений, а также изучение их свойств. Опыт 1. Получение соединения с комплексным анионом В пробирку внести 3 – 5 капель раствора нитрата ртути) и добавлять по каплям раствор йодида калия до полного растворения образовавшегося вначале осадка йодида ртути. Почему растворяется осадок Написать уравнения реакций а) получение осадка йодида ртути б) взаимодействия йодида ртути иодидом калия с получением комплексного соединения, в котором координационное число комплексообразователя равно 4. Написать схемы электролитической диссоциации полученного комплексного соединения, написать формулы для расчёта константы диссоциации всего соединения и константы нестойкости комплекса. Опыт 2. Получение соединения с комплексным катионом К 5 – 6 каплям раствора сульфата меди добавлять 25 %-ный раствор аммиака до полного растворения образующегося вначале осадка гидроксида меди. В отчёте описать опыт. Написать 1) уравнения реакций, приводящих к образованию осадка гидроксида меди) и комплексного соединения с координационным числом комплексообразователя 4; 2) уравнение электролитической диссоциации всего соединения и комплексного иона 3) формулы для расчёта константы диссоциации всего соединения и константы нестойкости комплекса. Опыт 3. Получение двойного комплексного соединения Двойными называются такие комплексные соединения, в которых комплексами являются и катион, и анион. Для получения одного из таких соединений в пробирку внести 3 – 5 капель раствора желтой кровяной соли – раствора гекса- цианоферрата(II) калия K 4 [Fe(CN) 6 ] и 5 – 6 капель раствора сульфата никеля. К полученному осадку гексацианоферрата(II) никеля Ni 2 [Fe(CN) 6 ] добавить 25 %- ный раствор аммиака до полного растворения осадка. Одновременно наблюдать образование бледно-лиловых кристаллов комплексной соли [Ni(NH 3 ) 6 ] 2 [Fe(CN) 6 ]. В описании опыта привести уравнения реакций образования гексациано- феррата) никеля) и взаимодействие его с аммиаком и название полученной комплексной соли. Определить и указать заряды комплексного катиона, аниона и обоих комплексообразователей. Опыт 4. Обменные реакции с участием комплексных соединений В одну пробирку внести 4 – 5 капель раствора сульфата меди. В другую – столько капель раствора K 4 [Fe(CN) 6 ]. В результате обменных реакций в обеих пробирках образуются новые комплексные соединения впервой гексациаоноферрат (II) меди во второй – малорастворимый смешанный гек- сациаоноферрат(II) калия-железа(+3) – это KFe[Fe(CN) 6 ]. Это соединение часто называют берлинской лазурью. Записать уравнения реакций. 41 Опыт 5. Окислительно-восстановительная реакция с участием комплексного соединения К 4 – 5 каплям раствора перманганата калия добавить для создания кислой среды 2 – 3 капли раствора серной кислоты, а затем по каплям раствор желтой кровяной соли K 4 [Fe(CN) 6 ], обладающей восстановительными свойствами. Наблюдать обесцвечивание раствора. Написать уравнение окислительно- восстановительной реакции, в которой марганец (+7) восстанавливается до марганца, а железо) окисляется до железа) с образованием нового комплексного соединения. Опыт 6. Исследование прочности комплексных ионов В двух пробирках получить осадки хлорида серебра путем взаимодействия растворов нитрата серебра и хлорида натрия (калия. В одну пробирку добавить 25 %-ный раствор аммиака до полного растворения осадка, в другую – раствор тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 также до растворения осадка. Растворение осадков свидетельствует об образовании комплексных соединений. В обе пробирки добавить по 2 капли раствора иодида калия и слегка встряхнуть их. Выпадение осадка AgI водной из пробирок указывает на непрочность комплексного иона водном из полученных комплексных соединений. Запись данных опыта 1) Написать уравнения реакций взаимодействия хлорида серебра с аммиаком и тиосульфатом натрия при этом учесть, что в обоих случаях образуются комплексные соединения с координационным числом серебра, равным двум. Назвать комплексные соединения. 2) Написать уравнения электролитической диссоциации полученных комплексных соединений и выражения для констант нестойкости комплексных ионов. Для какого комплексного иона константа нестойкости больше, какой комплексный ион прочнее На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление осадка иодида серебра Работа 11. |