Лабораторный практикум по химии. Практикум по общей и неорганической химии
 Скачать 2.2 Mb.
|
|
. Получение малорастворимых оснований Неамфотерные основания В три пробирки внести по 2–3 капли растворов солей хлорида магния, сульфата меди (II) и нитрата висмута (III); в каждую добавить гидроксид натрия до выпадения осадка. Описать опыт. Отметить цвет и зернистость полученных малорастворимых оснований, написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. 2. Амфотерные основания Наполнить 1 / 4 часть пробирки раствором хлорида хрома (III), добавить раствор гидроксида натрия по каплям 76 до выпадения осадка. Осадок разделить на две части. В одну пробирку с осадком прилить избыток щелочи, в другую – соляную кислоту. Написать уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и его взаимодействия си. Повторить и описать опыт с использованием сульфата алюминия и сульфата цинка. Опыт 3. Получение малорастворимой кислоты В пробирку налить несколько капель раствора силиката натрия и прибавлять к нему по каплям соляную кислоту. Наблюдать выпадение гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Опыт 4 . Ионообменная реакция с образованием газообразного продукта В пробирку налить несколько капель раствора хлорида аммония, добавить раствор гидроксида натрия и пробирку нагреть на спиртовке, не доводя до кипения. Определить выделяющийся газ по запаху. Вот- чёте описать опыт и написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Опыт 5 . Получение и растворение малорастворимых веществ В одну пробирку поместить 5–6 капель раствора сульфата двухвалентного железа (II), а во вторую – столько же капель раствора сульфата меди (II). В обе пробирки добавить по несколько капель раствора сульфида натрия. К полученным осадкам сульфидов FeS и CuS прилить соляную кислоту. Какой из осадков растворился в кислоте В отчёте записать 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 ). Контролирующие задания 1. Приведите два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых солей. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Приведите по одному-два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых кислот и оснований. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 77 3. Приведите два примера реакций с образованием газообразных малорастворимых вводе веществ. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 4. Приведите три примера реакций с образованием слабых электролитов. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 5. Приведите по одному примеру реакций перевода кислой и основной соли в нормальные (средние) соли. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 6. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций амфотерного гидроксида хрома с серной кислотой и с раствором гидроксида калия. 7. Объясните и подтвердите расчетом, почему сульфид цинка взаимодействует с соляной кислотой (напишите уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде, а сульфид кадмия не взаимодействует. Работа 13. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ При растворении солей вводе, наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов, протекают реакции взаимодействия ионов соли с водой их гидратных оболочек. Этот процесс называется гидролизом солей В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды, приводящее к изменению р среды, которое можно определить с помощью индикаторов. Например, при растворении ацетата натрия среда становится щелочной в результате протекания следующих процессов NaCH 3 COO ' Na + + CH 3 COO - CH 3 COO - + HOH ' CH 3 COOH + Изменение водородного показателя р при растворении соли является основным признаком, указывающим на протекание гидролиза. Гидролиз является результатом 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. 78 Различают несколько типов гидролиза солей. 1. Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и сильными кислотами, не подвергаются гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO 3 , Ва(NO 3 ) 2 и др) имеют нейтральную среду (р ≈ 7). 2. Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются по аниону, так как анион образует с ионами водорода слабую кислоту. Cреда раствора в этом случае щелочная (рН > 7): КСN + H 2 O ' HCN + KOH – молекулярное уравнение гидролиза + HOH ' HCN + OH - – ионное уравнение гидролиза по аниону Соли этого типа, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются ступенчато, например я ступень К 2 СО 3 + НОН ' КНСО 3 + КОН СО + НОН ' НСО 3 2 − 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 слабыми основаниями и сильными кислотами, гидролизуются по катиону, так как катион образует с гидроксид- ионами слабое основание. Cреда раствора в этом случае кислая (рН < 7). NH 4 Cl + H 2 O ' NH 4 OH + HCl – молекулярное уравнение гидролиза + HOH ' NH 4 OH + H + – ионное уравнение гидролиза по катиону Соли этого типа, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, например 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 слабыми основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются и по катиону и по аниону, например NH 4 CN + H 2 O ' NH 4 OH + HCN При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований (обычно рН равен 6–8). Такие соли гидролизуются в большей 79 степени, чем рассмотренные в п. пи. Гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок либо если то и другое образуется одновременно, например Al 2 S 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S ↑ Экспериментальная часть Целью работы является проведение гидролиза некоторых солей, изучение влияния состава солей и внешних условий на полноту их гидролиза. Опыт 1. Определение среды растворов различных солей На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести по одной капле растворов КСl, Al 2 (SO 4 ) 3 , Pb(NO 3 ) 2 , Na 2 CO 3 . В каком случае протекает гидролиз Определить рН растворов, результаты опыта оформить в виде таблицы № Формула соли Цвет индикатора рН Среда Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде 1 KCl 2 Al(SO 4 ) 3 3 Pb(NO 3 ) 2 4 Опыт 2 . Изучение влияния заряда катиона на полноту гидролиза по катиону Один микрошпатель сульфата железа (II) растворить в 10–15 каплях воды. С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов FeSO 4 и FeCl 3 (раствор этой соли имеется в штативе. Какая из двух солей гидролизуется сильнее и почему Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей по первой ступени. Опыт 3 . Сравнение гидролизуемости по аниону С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов и Na 2 CO 3 . В отчёте написать молекулярные и ионно- молекулярные уравнения гидролиза. По величине рН указать, в каком из двух растворов больше а) степень гидролиза б) концентрация ОН- ионов. Какой анион обладает большей поляризуемостью 80 Опыт 4 . Изучение влияния условий проведения гидролиза на полноту его протекания 1. Влияние концентрации. В пробирку поместить 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 по первой и второй ступеням в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту её гидролиза. 2. Влияние температуры. В пробирку на 1 / 3 её объёма налить раствор хлорида железа (III) и прокипятить его несколько минут на спиртовке. Что наблюдается Почему раствор при кипячении становится мутным В отчёте описать опыт и записать уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде по всем ступеням, имея ввиду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании. По опыту 4 сделать общий вывод о влиянии концентрации раствора соли и температуры на полноту протекания гидролиза солей. Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза двух солей К 5–6 каплям раствора сульфата алюминия прибавить такой же объем раствора карбоната натрия. Наблюдать образование осадка гидроксида алюминия и выделение пузырьков углекислого газа. Повторить опыт в другой пробирке с использованием сульфата алюминия и сульфида натрия. Определить по запаху, какой газ при этом выделяется. В отчёте описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и объяснить, почему в реакциях образуются не карбонат алюминия (впервой пробирке) и не сульфид алюминия (во второй пробирке, а гидроксид алюминия (в обеих пробирках. Привести ещё два-три примера взаимного усиления гидролиза двух солей. Опыт 6. Образование оксосоли при гидролизе В пробирку внести 2–3 капли раствора хлорида сурьмы (III). Проверить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Содержимое пробирки разбавить водой. Что наблюдается Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступенями уравнение образования оксосоли, которая выпадает в осадок. 81 Контролирующие задания 1. Приведите примеры растворимых вводе солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только пока- тиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 3. Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 4. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия. 5. Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl 2 , Na 2 S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается. 6. Как влияет добавление растворов ОН, Na 2 CO 3 , Al 2 (SO 4 ) 3 , серной кислоты и твердого K 2 SO 4 на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается. 7. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех степеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем. 8. В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель (рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)? Работа 14. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Твердые вещества характеризуются различной растворимостью вводе. Наряду с хорошо растворимыми веществами существуют малорастворимые и практически нерастворимые. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, но все же обладает растворимостью. Растворимость вещества оценивается по концентрации его насыщенного раствора. Концентрация насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого вещества очень мала, те. раствор очень разбавлен. Если растворенное вещество является электролитом, 82 то оно в очень разбавленном растворе практически нацело диссоцииро- вано на ионы (в соответствии с законом разбавления Оствальда). Рассмотрим равновесие между твердым осадком малорастворимой соли, например Аи её ионами в растворе AgCl (т) ' Ag + (р) + Cl - (р) Уравнение для константы равновесия имеет вид К т Концентрация твердой фазы т, как величина постоянная, из выражения для константы равновесия исключается. Тогда константа равновесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag + ] и [Cl - ] и называется произведением растворимости ПР ПРАВ общем виде для соединения А m B B n ПР = Величина произведения растворимости характеризует растворимость малорастворимых и практически нерастворимых веществ (электролитов) при постоянной температуре. Значения ПР приведены в справочниках ив этом пособии в таблице 8. Произведение растворимости позволяет вычислить концентрацию насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого электролита. Например, для хлорида серебра [Ag + ] = [Cl - ], следовательно, концентрация насыщенного раствора или, что, тоже самое, растворимость (S) вычисляется по формуле S = ПР для PbCl 2 – по формуле ПР , 4 для Са 3 (РО 4 ) 2 – по формуле ПР 5 и т. д. По растворимости можно, в свою очередь, рассчитать объем раствора, необходимый для растворения данной массы, например одного грамма, вещества. Расчет проводится исходя из того, что концентрации насыщенного раствора (S) выражается в моль/л, те. по пропорции в 1 л растворяется S·M г вещества в х л – 1 г 83 По значениям ПР можно определять направление протекания ионообменных реакций в растворах в тех случаях, когда ив левой, ив правой частях уравнения реакции находятся малорастворимые или практически нерастворимые вещества. Например, реакция AgBr (ПР = 5,3·10 –13 ) + К = К + AgI (ПР = 8,3·10 –17 ) протекает в прямом направлении, а реакция AgBr (ПР = 5,3·10 –13 ) + КСl = К + AgCl (ПР = 1,8·10 –10 ) – в обратном, то есть в сторону менее растворимых веществ. Такие реакции называются реакциями переосаждения малорастворимых веществ или реакциями двойногообмена. Постоянство величины ПР не означает постоянства концентраций отдельных ионов. Концентрацию каждого из них можно изменять. Можно увеличить концентрацию Сl - -ионов в насыщенном растворе хлорида серебра, добавив, например, НС. Это нарушит состояние равновесия диссоциации, сдвинет его влево, так как избыточное (по сравнению с равновесным) количество ионов С- приведет к увеличению скорости обратной реакции осаждения (Ag + + Cl – = AgCl). Вновь установившееся равновесие будет по-прежнему характеризоваться той же величиной ПР, однако равновесные концентрации изменятся концентрация ионов Ag + будет меньше, а ионов Cl - больше по сравнению с прежним состоянием равновесия. Дополнительное осаждение AgCl происходит потому, что при прибавлении соляной кислоты произведение концентраций ионов становится больше величины произведения растворимости [Ag + ][Cl - ] > ПР Напротив, если понизить концентрацию, связав ионы Ag + в комплекс, тогда осадок, в соответствии с принципом Ле Шате- лье, начнет растворяться. Условием растворения осадка является соотношение ПР Если в растворе находятся катионы нескольких различных металлов, то их можно перевести в осадок последовательно один за другим, связывая в малорастворимые или практически нерастворимые вещества с различными значениями ПР. Такая операция называется дробным осаждением она применяется для разделения и очистки веществ, при их синтезе и анализе. 84 Таким образом, произведение растворимости ПР характеризует гетерогенное равновесие осадок ' раствор для малорастворимых и практически нерастворимых веществ и широко используется в химии и химической технологии. Экспериментальная часть Целью работы являетсяполучение, исследование и с помощью справочных значений произведения растворимости объяснение свойств некоторых малорастворимых и практически нерастворимых веществ. Опыт 1. Получение малорастворимых соединений Поместить в три пробирки по 3 капли раствора нитрата свинца (II), затем добавить в одну пробирку 3–4 капли раствора Кв другую столько же раствора K 2 CrO 4 , в третью – раствора Н. Отметить цвет образовавшихся осадков. В отчете описать опыт и составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Исходя из значений ПР полученных соединений (табл. 8), вычислить для каждого концентрацию ионов Pb 2+ , соответствующую состоянию равновесия с твердой фазой. Вычислить также объем воды, необходимый для растворения одного грамма каждого вещества. Результаты вычислений представить в виде таблицы. Вещество ПР Равновесная концентрация ионов Pb 2+ , моль/л Объем воды (л, необходимый для растворения одного грамма вещества PbI 2 PbCrO 4 PbS В выводе сравнить растворимость полученных соединений свинца и ответить на вопрос какой анион – I - , CrO или S 4 2 − 2- – является наиболее чувствительным реактивом на катионы свинца в качественном анализе Опыт 2. Сравнение полноты осаждения ионов различными осадителями 1. Осаждение солей свинца (II). Получить хлорид свинца (II) взаимодействием растворов нитрата свинца (II) (4 капли) и хлорида натрия (6 капель. Раствор после отстаивания осадка слить в две пробирки. 85 В одну пробирку добавить 2–3 капли раствора хлорида натрия, в другую – столько же раствора йодида калия. Наблюдать образование осадка (какой соли) водной из пробирок. Описать опыт. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Сделать вывод о сравнительной величине произведений растворимости PbCl 2 и PbI 2 и проверить свое заключение поданным таблицы 8. 2. Осаждение солей бария Получить осадок оксалата бария взаимодействием растворов хлорида бария (4 капли) и оксалата аммония (NH 4 ) 2 C 2 O 4 (6 капель. Дать раствору отстояться. Прозрачный раствор перенести пипеткой или слить в две чистые пробирки по 3–4 капли в каждую. В одну из них добавить 1–2 капли раствора оксалата аммония, чтобы убедиться в полноте осаждения ионов Ва 2+ ионами СОВ другую пробирку добавить 3–4 капли раствора хромата калия. Какое вещество выпадает в осадок 4 Описать опыт и написать уравнения реакций. По произведениям растворимости оксалата и хромата бария (табл. 8) объяснить образование осадка ВаСrO 4 после осаждения из раствора ионов Ва 2+ в виде ВаС 2 О 4 . В выводе указать, каким реактивом наиболее полно осаждаются ионы бария из раствора. Опыт 3. Дробное осаждение В двух пробирках получить раздельно хлорид и йодид свинца (II). Отметить цвет образовавшихся осадков. В третью пробирку внести 4 капли раствора йодида калия и столько же раствора хлорида натрия. Добавить одну каплю раствора нитрата свинца (II). С какими ионами (I – или Cl – ) в первую очередь взаимодействуют катионы Pb 2+ ? Налить избыток нитрата свинца (II). Дать осадку отстояться. Что наблюдается В отчете описать опыт и наблюдаемые явления. Написать уравнения протекающих реакций. Объяснить (с учетом соответствующих значений ПР) последовательность образования осадков при добавлении Pb(NO 3 ) 2 к раствору, содержащему хлорид (Сl – )-ионы и йодид (ионы. Сделать вывод о практическом значении дробного осаждения ионов. Опыт 4. |