Каталог игр
Одновременное назначение цефалоспоринов с фуросемидом может вызвать осложнение в виде:
Друзья сайта
Реклама
Где курить в москве мендальную муку
Календарик
Опрос
Архив игр
В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих реакций: n2o4
Новое на сайте: игры, обои

ОГЛАВЛЕНИЕ


Введение

Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений

Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка

Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации

Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции

Лабораторная работа 5. Катализ

Лабораторная работа 6. Химическое равновесие

Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты

Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов

Лабораторная работа 9. Гидролиз солей

Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы

Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции

Лабораторная работа 12. Коррозия металлов

Лабораторная работа 13. Электролиз

Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов

Лабораторная работа 15. Комплексные соединения

Лабораторная работа 16. S -металлы

Лабораторная работа 17. Жесткость воды

Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец

Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка

Лабораторная работа 20. Хром

Лабораторная работа 21. Марганец

Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель

Лабораторная работа 23. Галогены

Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода

Лабораторная работа 25. Сера

Лабораторная работа 26. Азот

Лабораторная работа 27. Углерод, кремний

Лабораторная работа 28. Углеводороды

Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны

Лабораторная работа 30. Органические кислоты

Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекулярных материалов

Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол

Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов

Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы

Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли

Заключение

Библиографический список

Приложение А (Требования к оформлению отчета по лабораторной работе)

Приложение Б (Табл. 1, табл. 2, табл. 3, табл. 4, табл. 5)


ВВЕДЕНИЕ


При изучении химии большое значение имеет лабораторный практикум. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на те или иные явления, запомнить свойства веществ, а также способствует выработке методологии химического мышления. В процессе лабораторных занятий по химии складываются навыки проведения химического эксперимента, организации рабочего места, соблюдения правил техники безопасности.

Предлагаемый лабораторный практикум написан в соответствии с программами по химии, раработанными на основе ФГОС третьего поколения. Учитывая, что химическая подготовка бакалавров ряда направлений ограничивается лишь общим курсом химии, в предлагаемый лабораторный практикум включены работы по важнейшим разделам физической, органической (в том числе по высокомолекулярным соединениям), коллоидной и аналитической химии.

Каждая лабораторная работа включает цель, задание, теоретическое введение, описание опытов. При описании опытов авторы ставили перед собой задачу привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому после каждого опыта сформулированы требования, в которых поставлен ряд вопросов и даны указания о том, на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т. д.

Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях опыты могут быть групповыми.

При изучении курса химии большое значение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев прочного усвоения теоретических и практических знаний. Поэтому после каждой работы приведены примеры решения типовых задач и варианты индивидуальных заданий, выполнение которых студент должен представить при защите лабораторных работ.

Лабораторные работы 1, 2, 8, 9, 10, 11, 17 написаны В.П. Зуевой; 3, 4, 5, 6, 7, 15, 35 - З.Н. Топшиноевой; 12, 13, 22, 28, 29, 30, 31 - Е.Г. Филатовой; 16, 18, 19, 20, 21, 33, 34 - О.В. Кузнецовой; 14, 23, 24, 25, 26, 27, 32 - Ю.Н. Пожидаевым.

Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета. Требования к оформлению отчета приведены в приложении А.


Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений


Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.

Задание: провести опыты по получению основного и кислотного оксидов, основания, кислоты, основной соли, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные (табл. 1.1).


Таблица 1.1

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидовОксидыОсновные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаОКислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3Амфотерные ВеО, ZnO, PbO, MnO2, SnO, Al2O3, Cr2O3С водойРеагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOHОбразуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4Не взаимодействуютС кислотами или основаниямиВзаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = = CаCl2 + H2OВзаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = = BaCO3 + H2OВзаимодействуют с кислотами как основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O и с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH K2BeO2 + H2O;

BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OН)4]Между собойПри взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4

Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом:


Са + O2 = 2СаO; С + O2 = СО2.


Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO3, HCl, H2SO4, Н3РО4).

Кислоты взаимодействуют

. С основаниями с образованием соли и воды:


HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.


. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:


HCl + ВаO = ВаCl2 + H2O;

H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.


. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:

SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4? + 2HNO3.


Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:O5 + 3H2O = 2H3PO4.


Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3).

Основания взаимодействуют

. С кислотами с образованием соли и воды:


NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.


. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:


KOH + N2O5 = 2KNO3 + H2O;

2NaOH + Al2O3 + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4];

2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O.


. С солями с образованием новой соли и нового основания:


NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2? + 2NaCl.


Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:


Na + 2H2O = 2NaOH + H2?;+ H2O = Ba(OH)2.


Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:


Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3? + 3K2SO4.

Соли - это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

Средние соли (К2SO4, Na3PO4) - это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотные остататки:

SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;

Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2Н2О.


Кислые соли (Сa(HCO3)2, Nа2НРО4) - это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:

+ H2SO4 = KHSO4 + H2O.


Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, например H2SO4, Н3РО4, Н2СО3, H2S.

Основные соли (СuOHNO3, AlOHCl2) - это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки:

(ОН)3 + HNO3 = Fe(OH)2NO3 + 2Н2О;

Fe(ОН)3 + 2HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2Н2О.


Основные соли образуют только многокислотные основания, например Сu(OH)2, Fe(OH)3, Mg(ОН)2.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов (групповой)

Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместить в две пробирки. В одну прилить 1-2 мл воды, хорошо взболтать и добавить 1-2 капли фенолфталеина. В какой цвет он окрашивается? В другую пробирку добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и нагреть на спиртовке до растворения осадка.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.

. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет оксида магния.

Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)

(Проводить в вытяжном шкафу!) Поместить в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагреть на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднести к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается?

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.

. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет

оксид серы (IV).

Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами

В две пробирки поместить немного оксида цинка и прилить в одну пробирку соляной кислоты, а в другую - концентрированный раствор щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогреть.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах оксида цинка.

Опыт 4. Получение и свойства оснований

Налить в пробирку 1-2 мл раствора сульфата никеля NiSO4 прибавить столько же раствора щелочи NaOH. Наблюдать образование студенистого осадка. Отметить его цвет. Содержимое пробирки поделить на две части. Испытать растворимость осадков в кислоте и щелочи.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.

. На основании проделанного опыта cделать вывод, какие свойства (кислотные или основные) проявляет Ni(OH)2.

Опыт 5. Получение основных солей

К 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) добавить концентрированный раствор щелочи до образования розового осадка гидроксида кобальта (II). К осадку прилить по каплям раствор соляной кислоты. Наблюдать образование синего осадка основной соли. Затем добавить избыток кислоты до растворения осадка.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения гидроксида кобальта (II).

. Составить уравнение реакции получения основной соли CoOHCl.

. Написать уравнение реакции растворения CoOHCl в избытке кислоты.

Примеры решения задач

Пример 1.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? NaOH ? NaHS ? Na2S ? Na2SO4 ? NaCl.


Решение. NaOH (гидроксид натрия) - основание (щелочь). Щелочи можно получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:


Na + 2H2O = 2NaOH + H2?.

(гидросульфид натрия) - кислая соль. Кислые соли получаются при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:

2S + NaOH = NaHS.

2S (сульфид натрия) - средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на кислую соль:

+ NaОН = Na2S + H2O.

2SO4 (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) - средние соли. Средние соли можно получить взаимодействием кислоты и соли:

2SO4 + Na2S = Na2SO4 + H2S?,


взаимодействием двух солей:

2SO4 + СаCl2 = 2NaCl + СaSO4?.


Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H2SO4: CO2; NaOH; BaCl2; HCl; Fe2O3. Написать уравнения соответствующих реакций.

Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO2 - кислотный оксид, NaOH - основание (щелочь), BaCl2 - соль, HCl ? кислота, Fe2O3 - основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:

SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;

3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O;SO4 + BaCl2 = BaSO4? + 2HCl.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:


.


б). Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)2 и NaOH; Pb(OH)2 и KOH; H2SO4 и H2SO3; HCl и Na2S; HNO3 и MgO? Написать уравнения соответствующих реакций.

.2. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

2 ? Fe(OH)2 ? Fe(OH)3 ? Fe2O3 ? Fe2(SO4)3.


б). Какие из приведенных оксидов будут реагировать с HCl: N2O5; SO3; Al2O3; Cl2O7; ZnO; K2O? Написать уравнения соответствующих реакций.

.3. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:


P ? P2O5 ? H3PO4 ? Na3PO4 ? Ca3(PO4)2.

б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида свинца (II): основные свойства PbO + HNO3 ? …;


кислотные свойства PbO + KOH … .


.4. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

2 ? NH3 ? (NH4)2SO4 ? NH4Cl ? NH3 ? NH4NO3.


б). Какие из приведенных оксидов реагируют с NaOH: MgO; Cl2O; Na2O; CrO3; CaO; CO2? Составить уравнения соответствующих реакций.

.5. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? SiO2 ? K2SiO3 ? H2SiO3 ? SiO2.


б). Какие из указанных ниже веществ могут взаимодействовать с раствором KOH: HI; CuCl2; SO2; Ba(OH)2; SnO? Написать уравнения соответствующих реакций.

.6. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

3 ? SO2 ? S ? FeS ? H2S ? KHS.


б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: Na2S; Fe2(SO4)3; K 3PO4.

.7. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Ca ? Ca(OH)2 ? CaCO3 ? CaCl2 ? Ca3(PO4)2.


б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO3; CaHРO4; CuOHCl.

.8. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? CuO ? Cu(NO3)2 ? Cu(OH)2 ? CuCl2.


б). Между какими из приведенных пар веществ возможна реакция: CO2 и SO2; LiOH и CO2; P2O5 и CaO; NaOH и KOH; Li2O и ZnO; Li2O и Na2O? Составить уравнения соответствующих реакций.

1.9. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? CdO ? Cd(NO3)2 ? Cd(OH)2 ? CdSO4.


б). С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать серная кислота: HCl; BaCl2; MgO; CO2; NaOH; ZnO? Составить уравнения соответствующих реакций.

.10. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? ZnCl2 ? Zn(OH)2 ? ZnO ? K2ZnO2.


б). Написать уравнения реакций образования солей: Na2SO3; Fe2(SO4)3; Ba(NO3)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.

.11. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

S ? SO2 ? SO3 ? H2SO4 ? KHSO4 ? K2SO4.


б). Составить уравнения реакций образования солей: CaCO3; Al2(SO4)3; Na3PO4 в результате взаимодействия основного и кислотного оксидов.

.12. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? Al2(SO4)3 ? Al(OH)3 ? Al2O3 ? KAlO2.


б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида олова (II): основные свойства SnO + HCl ? …;


кислотные свойства SnO + KOH ….


.13. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? BaO ? Ba(OH)2 ? Ba(NO3)2 ? BaCO3 ? BaCl2.


б). Какие из приведенных оксидов взаимодействуют с КОН: Na2O; CO2; Ga2O3; MgO; CuO; Mn2O7? Написать уравнения соответствующих реакций.

.14. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

(NO3)3 ? Fe(OH)3 ? Fe2O3 ? FeO ? FeCl2 ? FeS.


б). Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры соответствующих реакций.

.15. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? MgSO4 ? Mg(OH)2 ? MgOHNO3 ? Mg(NO3)2.


б). Составить уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ - калия, серы, водорода и кислорода, можно получить гидроксид калия КОН; сульфид калия K2S; сероводородH2S.

.16. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

4 ? ZnO ? ZnS ? ZnCl2 ? Zn(OH)2 ? Na2ZnO2.


б). Написать уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить карбонат кальция CaCO3.

.17. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? Cu(OH)2 ? CuSO4 ? Cu ? CuO ? CuCl2.


б). Написать уравнения реакций образования K2CrO4, Mg(NO3)2, BaSO4, Ca(ClO)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.

.18. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? FeSO4 ? Fe(OH)2 ? Fe(OH)3 ? Fe2O3 ? FeCl3.


б). Могут ли находиться совместно в растворе: Ba(OH)2 и FeCl3; HCl и H2S; NaOH и НBr; NaOH и KOH; HCl и Na2CO3? Дать обоснованный ответ и привести уравнения соответствующих реакций.

.19. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? Al2O3 ? AlCl3 ? Al(OH)3 ? NaAlO2.


б). Как, используя BaO, FeCl3, H2SO4, H2O, CuO, можно получить: гидроксид бария; гидроксид железа (III); сульфат меди (II)? Составить уравнения соответствующих реакций.

.20. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

? PbS ? PbO ? Pb(NO3)2 ? Pb(OH)2 ? K2PbO2.


б). Составить уравнения четырех реакций, в результате которых образуется бромид натрия NaBr.


Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка


Цель работы: изучить понятия «эквивалент», «молярная масса эквивалентов» и закон эквивалентов.

Задание: провести реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой и определить объем выделившегося водорода. На основании полученных данных вычислить массу водорода и молярную массу эквивалентов цинка. Выполнить требования к результату работы, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Эквивалент (Э) - это реальная или условная частица вещества, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Под реальной частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H2SO4, H2O), под условной - доли этих реальных частиц (½ H2SO4, ½ H2O). Эквивалент - безразмерная величина, состав которой выражают с помощью знаков и формул. Например,


Э (NaOH) = NaOH; Э (H2SO4) = ½ H2SO4; Э (MgCl2) = ½ MgCl2; Э (Са) = ½ Са.


Единицей количества вещества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов - это количество вещества, содержащего 6,02×1023 эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Mэк) и выражается в г/моль.

При определении молярной массы эквивалентов необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Молярная масса эквивалентов вещества В, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле


,


где МВ - молярная масса вещества В; n? - число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Например, в реакции Mg0 + 2H+Cl = Mg+2Cl2 + H20 степень окисления магния изменяется от 0 до +2. Следовательно, магний теряет 2 электрона, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица ½ атома Mg:


Э (Mg) = ½ Mg ; Мэк (Mg) = = 12 г/моль.


У водорода степень окисления меняется от +1 до 0, а т.к. молекула водорода состоит из двух атомов, то число принятых электронов будет равно 2. Таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ½ молекулы Н2:


Э (Н2) = ½ Н2 ; Мэк (Н2) = = 1 г/моль.


Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:


.

Выполнение работы


Определение молярной массы эквивалентов цинка проводится в приборе, изображенном на рисунке.


Рис. Прибор для определения молярной массы эквивалентов цинка


Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная ? со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В. Работу следует выполнять в следующем порядке. В колбу налить 10-15 мл соляной кислоты. Закрепить колбу в горизонтальном положении. Получить у преподавателя навеску цинка и поместить ее в сухое горло колбы. Закрыть колбу резиновой пробкой и проверить герметичность прибора. Для этого открыть зажим Д и с помощью резиновой груши вдуть воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закрыть зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылить и поставить его под трубку Г.

Наклонить колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и открыть зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, закрыть зажим, осторожно вынуть из приемника трубку Г (следить, чтобы из нее не вылилась вода) и измерить мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой. Записать показания барометра и термометра.

Требования к результатам работы

Исходные данные и результаты расчетов занести в табл. 2.1.


Таблица 2.1

Данные опыта и результаты расчетов

Масса цинка m (Zn), гОбъем выделившегося водорода V, лУсловия опытаМасса водорда m (H2), гМолярная масса эквивалентов цинкаТемпература Т, КДавление атмсферн. Р1, кПаДавл. водян. пара Р2, кПапрактич. Мэк,пр.(Zn), г/мольтеоретич. Мэк,т.(Zn), г/моль

Вычислить (все вычисления пояснить словами):

. Массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева - Клапейрона:


, откуда ,


где P - парциальное давление водорода, кПа; V - объем выделившегося водорода, л; m - масса водорода, г; M - молярная масса водорода, г/моль; Т - температура опыта, К; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К).

В нашем опыте водород собирается над водой, содержит водяной пар, поэтому для вычисления парциального давления водорода нужно из величины атмосферного давления вычесть величину давления насыщенного водяного пара при температуре опыта (табл. 2.2): Р = Р1 - Р2.

2. Молярную массу эквивалентов цинка Мэк.пр.(Zn) по закону эквивалентов:


.


. Теоретическое значение молярной массы эквивалентов цинка Мэк,т.(Zn):


Мэк,т.(Zn) = .


. Относительную ошибку опыта Е (%):


.


Таблица 2.2

Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

Температура Т, КДавление водяного пара, кПаТемпература Т, КДавление водяного пара, кПаТемпература Т, КДавление водяного пара, кПа2881,6932922,1862962,7992891,8172932,3372972,9822901,9332942,4792983,1662912,0622952,6422993,360Примеры решения задач


Пример 2.1. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H2S и NaOH в реакциях:

S + 2NaOH = Na2S + 2H2O; (1)S + NaOH = NaHS + H2O. (2)


Решение. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле


Мэк (кислоты, основания) =,


где М - молярная масса кислоты или основания; n - для кислот - число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований - число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.

В реакции H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) оба иона водорода молекулы H2S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H2S. В этом случае


Э (H2S) = ½ H2S, а Мэк (H2S) = = 17 г/моль.


В реакции H2S + NaOH = NaHS + H2O (2) в молекуле H2S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица - молекула H2S. В этом случае

Э (H2S) = H2S, а Мэк (H2S) = =34 г/моль.


Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Молярная масса эквивалентов NaOH равна

Мэк (NaOH) = 40 г/моль.

Таким образом, эквивалент H2S в реакции (1) равен ½ H2S, в реакции (2) ?

H2S, молярные массы эквивалентов H2S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.

Пример 2.2. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов оксидов P2O5 и CaO в реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2.

Решение. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле


Мэк (оксида) =,


где М - молярная масса оксида; n - число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2 эквивалент P2O5, образующего два трехзарядных аниона (РО4)3-, равен 1/6 P2O5, а Мэк (P2O5) = = 23,7 г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (Са2+), равен ½ СаО, а Мэк (СаО) = = 28 г/моль.

Пример 2.3. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН3, Р2О3 и Р2О5.

Решение. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться следующей формулой:


Мэк (элемента) = ,


где МА - молярная масса элемента; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления элемента.

Степень окисления фосфора в РН3, Р2О3, Р2О5 соответственно равна -3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р2О5 - 31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равен 1/3 Р, в соединении Р2О5 - 1/5 Р.

Пример 2.4. Рассчитать молярную массу эквивалентов соединений фосфора РН3, Р2О3 и Р2О5.

Решение. Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей:


Мэк (РН3) = Мэк (Р) + Мэк (Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;

Мэк (Р2О3) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;

Мэк (Р2О5) = Мэк (Р) + Мэк (О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.


Пример 2.5. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться следующей формулой:

,


где Vэк (газа) - объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (?) в одном моле газа: ? = . Так, М (Н2) = 2 г/моль; Мэк (Н2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н2 содержится ? = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) (Т = 273 К, Р = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен Vэк (Н2) = 22,4/2 = 11,2 л. Аналогично М (О2) = 32 г/моль, Мэк (О2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О2 содержится ? = 32/8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем Vэк (О2) = 22,4/4 = 5,6 л.

Подставив в формулу численные значения, находим, что Мэк (оксида) = г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид - это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода). Отсюда Мэк (металла) = Мэк (оксида) ? Мэк (кислорода) = 35,45 - 8 = 27,45 г/моль.

Молярная масса эквивалентов элемента (Мэк) связана с атомной массой элемента (МА) соотношением: Мэк (элемента) =, где ½с.о.½ ? степень окисления элемента. Отсюда МА = Мэк (металла) ? ½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.

Таким образом, Мэк (оксида) = 35,45 г/моль; Мэк (металла) = 27,45 г/моль; МА (металла) = 54,9 г/моль.

Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при нормальных условиях.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. ? (О2) = ? (N2) = ? (NO2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О2 и 4 моль эквивалентов N2.

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N2) до +4 (в NО2), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому

Мэк (N2) = = 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV): 28 г/моль N2 - 22,4 л

,5 г/моль N2 - х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N2, то их объем составляет V (N2) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V (O2) = 5,6?4 = 22,4 л.

Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.

Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода), а Мэк (соли) = Мэк (металла) + Мэк (кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:


;

,


отсюда Мэк (металла) = 56,2 г/моль.

Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100 %, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 - 68,42 = 31,58 %, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:


; Мэк (Cr) = г/моль.


Степень окисления хрома находим из соотношения ,

отсюда |c. o.| = = 3.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).

.2. Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9 % золота и 35,1 % хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль.

(Ответ: 3).

.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакциях, идущих по уравнениям: Р2О5 + 3MgO = Mg3(PO4)2;

P2O5 + MgO = Mg(PO3)2.

(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль).

2.4. Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?

(Ответ: 0,5 моль).

.5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу эквивалентов кислоты.

(Ответ: 41 г/моль).

.6. Определить молярную массу эквивалентов металла и назвать металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода при нормальных условиях. Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).

.7. Вычислить степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).

2.8. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)3 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:


Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;

Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O;

Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O.


.9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции?

(Ответ: 7,13 г).

.10. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).

.11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при нормальных условиях 8,4 л водорода. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла? (Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).

.12. Вычислить степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).

.13. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Н3РО4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:


Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О;

Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О;

Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О.


.14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)

.15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).

.16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислить массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54 %).

2.17. Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH3, H2O, CH4.

2.18. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль. (Ответ: 12,15 г/моль).

.19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалент, молярную массу эквивалентов и основность Н3РО4 в этой реакции. На основании расчета написать уравнение реакции.

(Ответ: ½ H3РО4; 49 г/моль; 2).

.20. 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при нормальных условиях 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла. (Ответ: 35,5 г/моль).

Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации


Цель работы: изучить основные понятия термохимии (экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект, энтальпия, энтальпия образования вещества), закон Гесса и следствие из закона Гесса.

Задание: провести реакцию нейтрализации и определить повышение температуры. На основании полученных данных рассчитать изменение энтальпии и тепловой эффект реакции. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (чаще всего теплоты). Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты - эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект химической реакции обычно относят к молю продукта реакции и большей частью выражают в килоджоулях. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ?Н. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается (?Н < 0), а при эндотермической - энтальпия системы увеличивается (?Н > 0).

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то в этом случае энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ?Н°.

Определение тепловых эффектов может быть осуществлено опытным путем с помощью калориметра или путем вычислений. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии ?Н) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энтальпия реакции nА + mВ ? рС + qD рассчитывается по формуле


?Н°х.р. = (р?f Н °С + q?f Н°D) ? (n?f Н°А + m?f Н°B),


где ?f Н° - стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартной энтальпией образования вещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ.


Выполнение работы


Любая реакция нейтрализации сильной кислоты щелочью сводится к процессу Н+ + ОН? ? Н2О.

Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из трех стаканов - внешнего и двух внутренних.

В сухой внутренний стакан калориметра с помощью мерного цилиндра налить 25 мл 1 н. раствора щелочи. В другой сухой стакан налить 25 мл 1 н. раствора серной кислоты. Опустить в раствор щелочи термометр. Записать температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влить кислоту в щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметить и записать максимальную температуру. Эту температуру считать конечной.

Требования к результатам работы

Полученные данные занести в табл. 3.1.


Таблица 3.1

Данные опыта и результаты расчетов

Температура Т, КИзменение энтальпии ?Н, кДж?Н°нейтр.практ., кДж/моль?Н°нейтр. теор., кДж/мольОтносит. ошибка опыта Е, %началь-наяконечная

Вычислить (все вычисления пояснить словами):

. Изменение энтальпии реакции ?Н по формуле ?H = ?V???c??Т,

где V - общий объем раствора, мл; ? - плотность раствора, г/мл; с - теплоемкость раствора, Дж/(г?К); ?Т - разность между конечной и начальной температурами. Принять плотность раствора после нейтрализации равной 1г/мл, а теплоемкость его ? равной теплоемкости воды, т. е. 4,18 Дж/(г?К).

2. Тепловой эффект реакции нейтрализации ?Н°нейтр.практ. в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1 моль эквивалентов кислоты содержится в 1 л (1000 мл) раствора, а для реакции было взято 25 мл, то


?Hнейтр.практ. =.


. Теоретическое значение изменение энтальпии реакции нейтрализации ?Н°нейтр. теор для уравнения Н+ + ОН? ? Н2О.

Энтальпии образования (?f Н°) для Н+, ОH? и Н2О соответственно равны 0; -230,2 и -285,8 кДж/моль.

. Относительную ошибку опыта Е (%):


.

Примеры решения задач


При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. Б. 1.

Пример 3.1. Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена при нормальных условиях?

Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению


С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г).


Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл. Б.1, вычисляем тепловой эффект реакции:


,

DH°х.р. = [2(-393,5) + (-241,8)] ? [226,8 + 5½?0] = -1255,6 кДж.


Термохимическими называются уравнения химических реакций, в которых указано изменение энтальпии. Изменение энтальпии (тепловой эффект) записывают в правой части уравнения после запятой.

Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:


С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г), DH°х.р. = -1255,6 кДж.


Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С2Н2 выделяется 1255,6 кДж. Однако по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10/22,4 = 0,446 моль С2Н2, где 22,4 л/моль - мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С2Н2 выделится 0,446×(1255,6) = 560 кДж теплоты.

Пример 3.2. Реакция идет по уравнению Fe2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к).

При восстановлении 48 г Fe2O3 выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислить тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe2O3.

Решение. Число молей Fe2O3, содержащихся в 48 г Fe2O3, составляет 48/160 = 0,3 моль, где 160 г/моль - молярная масса Fe2O3. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен -256,1/0,3 =

= -853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции:

2O3 (к) + 2Al (к) = 2Fe (к) + Al2O3 (к), DH°х.р. = -853,8 кДж.


Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:


,


отсюда находим :


.


После подстановки справочных данных из табл. Б. 1 получаем:


= 2×0 - 1676 - 2×0 + 853,8 = -822,2 кДж/моль.


Таким образом, тепловой эффект реакции равен -853,8 кДж, а составляет -822,2 кДж/моль.

Пример 3.3. Исходя из термохимических уравнений:

Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж), ?Н°(1) = -187 кДж; (1)

Н2О2 (ж) + Н2 (г) = 2Н2О (г), ?Н°(2) = -297 кДж; (2)

Н2О (г) = Н2О (ж), ?Н°(3) = - 44 кДж, (3)


рассчитать значение стандартной энтальпии реакции образования Н2О (ж).

Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить: Н2 (г) + ½О2 (г) = Н2О (ж), ?Н°(4) - ? (4)

В уравнения (1), (2), (3) входят Н2О2 (ж) и Н2О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравнение (3) на 2 и сложим все три уравнения:


Н2 (г) + О2 (г) + Н2О2 (ж) + Н2 (г) + 2Н2О (г) = Н2О2 (ж) + 2Н2О (г) + 2Н2О (ж). (5)


После преобразования уравнения (5) и деления его на 2 получаем искомое уравнение (4). Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами:


.


В результате получаем кДж,

т. е. энтальпия образования Н2О (ж): = -286 кДж/моль.

Пример 3.4. В каком направлении будет протекать при стандартных условиях реакция СН4 (г) + СО2 (г) ? 2СО (г) + 2Н2 (г)?

Решение. Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (?G). Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Формула для расчета изменение энергии Гиббса изучаемой реакции имеет вид


.


Значения ?f G° берем из табл. Б. 1 и получаем


?f G° = [2?(-137,1) + 2?0] ? [(-50,8) + (-394,4)] = +171 кДж.


При р = const, T = const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ?G < 0, то реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ?G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ?G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.

Так как ?G°х.р. = +171 кДж, т.е. ?G > 0, то самопроизвольное протекание данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях невозможно.

Пример 3.5. Определить изменение энтропии в стандартных условиях для реакции, протекающей по уравнению


С (графит) + 2Н2 (г) = СН4 (г).


Решение. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (?S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

.


Подставляем в формулу справочные данные из табл. Б. 1 и получаем:

?S°х.р. = 186,2 ? (5,7 + 2?130,6) = -80,7 Дж/К.

Пример 3.6. По значениям стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ, участвующих в реакции, вычислить изменение энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению


СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г).


Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при температуре Т можно вычислить по уравнению


?G°х.р. = ?Н°х.р. - Т?S°х.р..


Тепловой эффект реакции ?Н°х.р. и изменение энтропии ?S°х.р. определяем по следствию из закона Гесса:


;

.


Используя справочные данные табл. Б. 1, получаем:


?Н°х.р. = [(-393,5) + 0] ? [(-110,5) + (-285,8)] = +2,8 кДж;

?S°х.р. = (213,7 + 130,6) ? (197,5 + 70,1) = +76,7 Дж/К.


Изменение энергии Гиббса в химической реакции:


?G°х.р. = ?Н°х.р. - Т?S°х.р.; Т = 298 К;

?G°х.р. = 2,8 ? 298?76,7?10-3 = -20,05 кДж.


Пример 3.7. Определить температуру, при которой установится равновесие в системе


СаСО3 (к) СаО (к) + СО2 (г).


Решение. При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ?H°х.р. = Т?S°х.р., что является условием равновесного состояния системы. Отсюда можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов:


.


Сначала вычисляем ?Н°х.р. и ?S°х.р. по формулам:


;

.


Используя справочные данные табл. Б. 1 получаем:

DH°х.р. = [- 635,5 + (-393,5)] - (-1207,1) = 178,1 кДж;

DS°х.р. = (39,7 + 213,7) - 92,9 = 160,5 Дж/К или 0,1605 кДж/К.

Отсюда температура, при которой устанавливается равновесие:

Травн. = 178,1/0,1605 = 1109,5 К.

Пример 3.8. Вычислить DH°х.р., ?S°х.р. и DG°T реакции, протекающей по уравнению Fe2O3 (к) + 3C (к) = 2Fe (к) + 3CO (г). Возможна ли реакция

восстановления Fe2O3 углеродом при температуре 298 и 1000 К?

Решение. Вычисляем DH°х.р. и DS°х.р.:


,


DH°х.р. =[3(-110,5) + 2·0] - [-822,2 + 3·0] = -331,5 + 822,2 = +490,7 кДж;


,


DS°х.р. = (2·27,2 + 3·197,5) - (89,9 + 3·5,7) = 539,9 Дж/К или 0,540 кДж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG°х.р. = DH°х.р. - ТDS°х.р..

DG°298 = 490,7 - 298×0,540 = +329,8 кДж;

DG°1000 = 490,7 - 1000×0,540 = -49,3 кДж.

Так как DG°298 > 0, а DG°1000 < 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 298 К.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. а). Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СО (г) и Н2 (г), в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л СО при нормальных условиях? (Ответ: -206,2 кДж; 920,5 кДж).

б). Прямая или обратная реакция будет протекать при 298 К в системе


NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)?


Ответ обосновать, вычислив ?G°х.р..

.2. а). Реакция горения этилена выражается уравнением


С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г).


При сгорании 1 л С2Н4 при нормальных условиях выделяется 59,06 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования этилена.

(Ответ: 52,3 кДж/моль).

б). Пользуясь значениями ?Н°х.р. и ?S°х.р., вычислить ?G° реакции при 298 К


С (графит) + О2 (г) = СО2 (г). (Ответ: -394,4 кДж).


.3. а). Сожжены с образованием H2O (г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ: 5,2).

б). Исходя из стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислить ?G°х.р. для реакции, протекающей по уравнению Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? (Ответ: 20 кДж).

.4. а). Вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена при нормальных условиях, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды. (Ответ: 9248,8 кДж).

б). Возможна ли при стандартных условиях реакция


Al (к) + 3CO2 (г) = 2Al2O3 (к) + 3C (к)?

Ответ обосновать, вычислив ?G°х.р..

.5. а). Газообразный этиловый спирт С2H5OH можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Вычислить тепловой эффект этой реакции и написать термохимическое уравнение. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л этилена при нормальных условиях?

(Ответ: -45,8 кДж; 204,5 кДж).

б). Вычислить изменение энтропии реакции, протекающей по уравнению


С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г). (Ответ: ?29,6 Дж/К).


.6. а). Вычислить, какое количество теплоты выделилось при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

(Ответ: 2554,5 кДж).

б). Рассчитать ?G° реакции, протекающей по уравнению

2 (г) + 2H2O (ж) = NH4NO2 (к),


и сделать вывод о возможности ее протекания. = 115,9 кДж/моль.

(Ответ: 590,5 кДж).

.7. а). При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,27 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования Са(ОН)2.

(Ответ: -986,2 кДж/моль).

б). Вычислить DS° следующих реакций: С (графит) + СО2 (г) = 2СО (г); С (графит) + О2 (г) = СО2 (г). (Ответ: 175,6 Дж/К; 3 Дж/К).

.8. а). При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить стандартную энтальпию образования СuO. (Ответ: -162 кДж/моль).

б). Вычислить, при какой температуре наступит равновесие системы


СО (г) + 2Н2 (г) ? СН3ОН (ж). (Ответ: 386 К).


.9. а). Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

(к) + CO (г) = Fe (к) + СO2 (г), ?Н° = -19,2 кДж;

СO (г) + ½O2 (г) = СO2 (г), ?Н° = -283 кДж;

H2 (г) + ½O2 (г) = H2O (г), ?Н° = -241,8 кДж.


(Ответ: 22 кДж).

б). Реакция горения ацетилена идет по уравнению


С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (ж).


Вычислить ?G°х.р. и ?S°х.р. Объяснить уменьшение энтропии в результате этой реакции. (Ответ: ?1235,3 кДж; ?215,8 Дж/К).

.10. а). Вычислить стандартную энтальпию образования NO из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:


NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6Н2О (ж), ?Н° = -1168,80 кДж;

NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж), ?Н° = -1530,28 кДж.


(Ответ: 90,37 кДж).

б). При какой температуре наступит равновесие системы


СН4 (г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г), ?Н°х.р. = +247,4 кДж.

(Ответ: 965,2 К).

.11. а). Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению PbO2 (к) + H2 (г) = PbO (к) + H2O (г), ?Н°х.р. = ?182,5 кДж. Вычислить стандартную энтальпию образования PbO2. (Ответ: ?276,6 кДж/моль).

б). Вычислить, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению

5 (г) = PCl3 (г) + Cl2 (г), ?Н°х.р. = +92,4 кДж.

= 223 Дж/(моль?К). (Ответ: 440 К).


.12. а). Исходя из уравнения реакции горения ацетилена


С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г), DH°х.р. = -1255,6 кДж,


вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 С2Н2 при нормальных условиях. (Ответ: 56053,5 кДж).

б). Какой из карбонатов ВеСО3, или СаСО3 можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Вывод сделать, вычислив ?G°х.р..


= -944,8 кДж/моль; = -581,6 кДж/моль.


(Ответ: +31,2 кДж; -129,9 кДж).

.13. а). Определить количество теплоты, выделившейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции


Р2О5 (к) + H2O (ж) = 2HPO3 (ж),

если тепловые эффекты реакции равны:


Р (к) + 5½O2 (г) = Р2О5 (к), ?Н° = -1492 кДж;

Р (к) + H2 (г) + 3O2 (г) = 2HPO3 (ж), ?Н° = -1964,8 кДж.


(Ответ: 65,8 кДж).

б). Рассчитать стандартную энтропию оксида железа (III), если известно изменение энтропии реакции, протекающей по уравнению


FeO (к) + O2 (г) = 2Fe2O3 (к), ?S°х.р. = -260,4 Дж/К.


(Ответ: 89,9 Дж/моль К).

.14. а). Определить тепловой эффект реакции, протекающей по уравнению

2 (к) + СО (г) = PbO (к) + СO2 (г).


(Ответ: ?223,7 кДж).

б). Вычислить ?Н°х.р., ?S°х.р. и ?G°Т реакции, протекающей по уравнению

2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2O (г).


Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при температурах 500 и 1500 К? (Ответ: 96,8 кДж; 138,8 Дж/К; 27,3 кДж; -111,7 кДж).

.15. а). Определить стандартную энтальпию образования пентахлорида фосфора РСl5 из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:

2Р + 3Сl2 = 2РСl3, ?Н° = -554,0 кДж;

РСl3 + Сl2 = РСl5, ?Н° = -92,4 кДж.


(Ответ: -369,2 кДж/моль).

б). При какой температуре наступит равновесие системы


HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г), ?Н°х.р. = -114,4 кДж.


= 223 Дж/моль?К; = 186,7 Дж/(моль?К)? (Ответ: 891 К).

.16. а). Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СН4 (г) и Н2О (г), в результате которой образуются СО (г) и Н2 (г). (Ответ: 206,2 кДж).

б). Рассчитать энергию Гиббса химических реакций, протекающих по уравнениям: CaO (к) + Н2О (г) = Са(ОН)2 (к);


Р2О5 (к) + 3Н2О (г) = 2Н3РО4 (к),


и определить, какой из двух оксидов, CaO или Р2О5, при стандартных условиях лучше поглощает водяные пары. (Ответ: -65,5 кДж; -205,2кДж).

.17. а). Определить стандартную энтальпию образования фосфина РН3, исходя из уравнения 2РН3 (г) + 4О2 (г) = Р2О5 (к) + 3Н2О (ж), DH°х.р. = -2360 кДж.

(Ответ: 5,3 кДж/моль).

б). Вычислить значения ?G°х.р. следующих реакций восстановления оксида железа (III): Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2О (г);


Fe2O3 (к) + 3С (к) = 4Fe (к) + 3СО2 (г);

Fe2O3 (к) + 3СO (г) = 2Fe (к) + 3СО2 (г).


Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?

(Ответ: +55 кДж; +298,4 кДж; -31,1 кДж).

.18. а). При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Рассчитать тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислить энтальпию образования С2Н5ОН (ж).

(Ответ: ?1234,8 кДж; -277,6 кДж/моль.).

б). Пользуясь значениями ?Н°х.р., ?S°х.р., вычислить ?G° реакции, протекающей по уравнению PbO2 + Pb = 2PbO. Определить, возможна ли эта реакция при 298 К. (Ответ: -157,3 кДж.).

.19. а). При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитать энтальпию образования оксида фосфора (V). (Ответ: -1492 кДж.).

б). Какой из двух процессов разложения нитрата аммония наиболее вероятен при 298 К? NH4NO3 (к) ? N2O (г) + 2H2O (г);

4NO3 (к) ? N2 (г) + ½O2 (г) + 2H2O (г).


Ответ обосновать, рассчитав ?G°х.р. (Ответ: -169,1 кДж; -273,3 кДж.).

.20. а). Реакция горения метана протекает по уравнению


СН4 (г) + 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г).


Рассчитать тепловой эффект реакции и количество теплоты, которое выделится при сгорании 100 л метана при нормальных условиях.

(Ответ: -802,2 кДж; 3581,3 кДж).

б). Вычислить стандартную энергию Гиббса образования NH3, исходя из значений энтальпии образования NH3 и изменения энтропии (?S°) реакции

2 (г) + 3Н2 (г) = 2NH3 (г). (Ответ: -16,7кДж/моль).


Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции


Цель работы: изучить понятие «скорость реакции», зависимость скорости реакции от концентрации (закон действия масс) и температуры (правило Вант-Гоффа).

Задание: провести реакцию между тиосульфатом натрия и серной кислотой и установить зависимость скорости реакции от концентрации и температуры. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Скоростью реакции называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающего в реакцию или образующегося при реакции, за единицу времени.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. В общем случае для реакции

+ mB = pАВ


зависимость скорости реакции от концентрации выражается уравнением


,

где k - константа скорости реакции; CА и CВ - концентрации реагирующих веществ; n и m - коэффициенты перед веществами А и В.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: в гомогенной системе при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2?4 раза:


,


где V2 и V1 - скорость реакции при температурах t2 и t1; ? - температурный коэффициент скорости реакции.

Выполнение работы

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры удобно исследовать на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S? + H2O.


Признаком окончания реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы. Время, которое проходит от начала реакции до заметного появления мути, позволяет судить об относительной скорости реакции.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

С помощью бюреток приготовить три раствора тиосульфата различной концентрации. С этой целью отмерить в первую пробирку 6 мл раствора тиосульфата натрия, во вторую - 4 мл того же раствора и 2 мл воды, в третью - 2 мл того же раствора и 4 мл воды. В три другие пробирки отмерить по 3 мл раствора серной кислоты. Быстро прилить кислоту в первую пробирку и встряхнуть ее несколько раз. Отмерить время от начала реакции до помутнения раствора. Так же поступить с другими приготовленными растворами тиосульфата.

Требования к результатам опыта

Результаты опыта занести в табл. 4.1.


Таблица 4.1

Данные опыта и результаты расчетов

Номер пробиркиОбъем, млОтносительная концентрация Na2S2O3, %Время ?, сОтносительная скорость V = 100/?Na2S2O3H2OH2SO41603100242366,7324333,3

. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению

V = 100/?.

. Выразить графически зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая на оси абсцисс относительную концентрацию, а на оси ординат - относительную скорость реакции.

. Пояснить, какой линией выражается найденная зависимость. Проходит ли она через начало координат и почему?

. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Налить в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки - по 3 мл раствора серной кислоты.

Первую пару пробирок (кислота - тиосульфат) и термометр поместить в стакан с водой комнатной температуры. Через 3-5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, записать показания термометра. Слить растворы в одну пробирку и встряхнуть ее несколько раз. Определить время от начала реакции до появления заметной мути.

Для следующего определения в стакан подлить горячей воды так, чтобы температура стала на 10 °С выше. Поместить вторую пару пробирок и оставить их на 3-5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слить содержимое пробирок и отметить время. Повторить опыт с третьей парой пробирок, повысив температуру еще на 10 °С.

Требования к результатам опыта

Данные опыта занести в табл. 4.2.


Таблица 4.2

Данные опыта и результаты расчетов

Номер пробиркиТемпература t, °СВремя ?, сОтносительная скорость, V=100/?ggср.1g12g23

. Рассчитать относительную скорость реакции по соотношению

V = 100/?.

2. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции g, разделив

V2 на V1 и V3 на V2. Найти среднее значение


gср. = .


. Выразить графически зависимость скорости реакции от температуры, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат - относительную скорость. Проходит ли кривая через начало координат и почему?

. Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры.

Примеры решения задач


Пример 4.1. Как изменится скорость реакции каждой из реакций:


NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г); (1);

СаО (к) + СО2 (г) = СаСО3 (к), (2),


если в каждой системе увеличить давление в 3 раза?

Решение. Реакция (1) гомогенная и, согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна ; реакция (2) гетерогенная, и ее скорость выражается уравнением . Концентрация веществ, находящихся в твердой фазе (в данной реакции СаО), не изменяется в ходе реакции, поэтому не включается в уравнение закона действия масс.

Увеличение давления в каждой из систем в 3 раза приведет к уменьшению объма системы в 3 раза и увеличению концентрации каждого из реагирующих газообразных веществ в 3 раза. При новых концетрациях скорости реакций рассчитываются по формулам:


(1) и (2).


Сравнивая выражения для скоростей V и V', находим, что скорость реакции (1) возрастает в 27 раз, а реакции (2) - в 3 раза.

Пример 4.2. Реакция между веществами А и В выражается уравнением

А + В = D. Начальные концентрации составляют (моль/л): СА = 5 , СВ = 3,5. Константа скорости равна 0,4. Вычислить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 60 % вещества А.

Решение. По закону действия масс . В начальный момент скорость V1 = 0,4×52×3,5 = 35. По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 60 % вещества А, т. е. концентрация вещества А станет равной 5×0,6 = 3 моль/л. Значит, концентрация А уменьшилась на 5?3 = 2 моль/л. Так как А и В взаимодействуют между собой в соотношении 2:1, то концентрация вещества В уменьшилась на 1 моль и стала равной 3,5 - 1 = 2,5 моль/л.

Следовательно, V2 = 0,4×32×2,5 = 9.

Пример 4.3. Через некоторое время после начала реакции 2NO + O2 = 2NO2 концентрации веществ составляли (моль/л): = 0,06; = 0,12; = 0,216. Найти исходные концентрации NO и O2.

Решение. Исходные концентрации NO и O2 находим на основе уравнения реакции, согласно которому на образование 2 моль NO2 расходуется 2 моль NO. По условию задачи образовалось 0,216 моль NO2, на что израсходовалось 0,216 моль NO. Значит, исходная концентрация NO равна

= 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л.

По уравнению реакции на образование 2 моль NO2 необходимо 1 моль О2, а для получения 0,216 моль NO2 требуется 0,216/2 = 0,108 моль О2. Исходная концентрация О2 равна = 0,12 + 0,108 = 0,228 моль/л.

Таким образом, исходные концентрации составляли:

= 0,276 моль/л; = 0,228 моль/л.

Пример 4.4. При 323 К некоторая реакция заканчивается за 30 с. Определить, как изменится скорость реакции и время ее протекания при 283 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Решение. По правилу Вант-Гоффа находим, во сколько раз изменится скорость реакции:

.


Скорость реакции уменьшается в 16 раз. Скорость реакции и время ее протекания связаны обратно пропорциональной зависимостью. Следовательно, время протекания данной реакции увеличится в 16 раз и составит 30×16 = 480 с = 8 мин.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Реакция протекает по уравнению 3Н2 + СО = СН4 + H2O.

Начальные концентрации реагирующих веществ были (моль/л): = 0,8; C CO = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию водорода увеличить до 1,2 , а концентрацию оксида углерода до 0,9 моль/л?

(Ответ: увеличится в 5 раз).

.2. Реакция разложения N2O идет по уравнению 2N2O = 2N2 + O2. Константа скорости реакции равна 5?10-4. Начальная концентрация = 0,32 моль/л.

Определить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда разложится 50 % N2O. (Ответ: 5,12.10-5; 1,28.10-5).

.3. Реакция между веществами А и В выражается уравнением А + 2В = D. Начальные концентрации (моль/л): СА = 0,3 и СВ = 0,4. Константа скорости равна 0,8. Вычислить начальную скорость реакции и определить, как изменилась скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль. (Ответ: 3,84.10-2; уменьшилась в 6 раз).

.4. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 30 °С, время протекания реакции увеличилось в 64 раза? (Ответ: 4).

№ 4.5. Вычислить, при какой температуре реакция закончится за 45 мин, если при 20 °С на это потребуется 3 ч. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. (Ответ: 33 °С).

.6. Как изменится скорость реакции CO + Cl2 = COCl2, если повысить давление в 3 раза и одновременно повысить температуру на 30 °С (? = 2)?

(Ответ: увеличится в 72 раза).

.7. Реакции протекают по уравнениям:


С (к) + О2 (г) = СО2 (г); (1)

СО (г) + О2 (г) = 2СО2 (г). (2)


Как изменится скорость (1) и (2) реакций, если в каждой системе: а) уменьшить давление в 3 раза; б) увеличить объем сосуда в 3 раза; в) повысить концентрацию кислорода в 3 раза? (Ответ: а) уменьшится в (1) в 3, во (2) в 27 раз;

б) уменьшится в (1) в 3, во (2) в 27 раз; в) увеличится в (1) и (2) в 3 раза).

.8. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости равна 0,16. Исходные концентрации Н2 и I2 соответственно равны 0,04 и 0,05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и ее скорость, когда концентрация Н2 станет равной 0,03 моль/л. (Ответ: 3,2.10-4; 1,9.10-4).

.9. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

(к) + О2 (г) = SO2 (г); (1)

SO2 (г) + О2 (г) = 2SO3 (г). (2)


Как изменится скорость (1) и (2) реакций, если в каждой системе: а) увеличить давление в 4 раза; б) уменьшить объем сосуда в 4 раза; в) повысить концентрацию кислорода в 4 раза? (Ответ: а) увеличится в (1) в 4, во (2) ? в 64 раза; б) увеличится в (1) в 4, во (2) ? в 64 раза; в) увеличится в (1) и (2) в 4 раза.

.10. Константа скорости реакции 2А + В = D равна 0,8. Начальные концентрации (моль/л): СА = 2,5 и СВ = 1,5. В результате реакции концентрация вещества СВ оказалась равной 0,6 моль/л. Вычислить, чему стала равна СА и скорость реакции. (Ответ: 0,7 моль/л; 0,235).

.11. Реакция протекает по уравнению


HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2.


Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ стали (моль/л): = 0,85; = 0,44; = 0,30. Вычислить начальные концентрации HCl и О2. (Ответ: = 1,45; = 0,59 моль/л).

.12. Начальные концентрации веществ в реакции СО + Н2О ? СО2 + Н2 были равны (моль/л): CCO = 0,5; = 0,6; = 0,4; = 0,2. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % Н2О. (Ответ: CCO = 0,14; = 0,24; = 0,76; = 0,56 моль/л).

.13. Как изменится скорость реакции 2СО + О2 = СО2, если: а) объем реакционного сосуда увеличить 3 раза; б) увеличить концентрацию СО в 3 раза; в) повысить температуру на 40 °С (? = 2)? (Ответ: а) уменьшится в 27 раз; б) увеличится в 9 раз; в) увеличится в 16 раз).

.14. При 10 °С реакция заканчивается за 20 мин. Сколько времени будет длиться реакция при повышении температуры до 40 °С, если температурный коэффициент равен 3? (Ответ: 44,4 с).

.15. Во сколько раз следует увеличить а) концентрацию СО в системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции возросла в 4 раза? б) концентрацию водорода в системе N2 + 3H2 = 2NH3, чтобы скорость реакции возросла в 100 раз? в) давление в системе 2NO + O2 = 2NO2, чтобы скорость образования NO2 возросла в 103 раз? (Ответ: 2 раза; 4,64 раза; 10 раз).

.16. Скорость реакции А + 2В = АВ2 при СА = 0,15 и СВ = 0,4 моль/л равна 2,4?10?3. Определить константу скорости и скорость реакции, когда концентрация В станет 0,2 моль/л. (Ответ: 0,1; 2?10-4).

4.17. Как изменится скорость реакции 2А + В = А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза, а температуру повысить на 40 °С (? = 2)? (Ответ: увеличится в 72 раза).

4.18. Реакция идет по уравнению 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O. Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ стали (моль/л): = 0, 009; = 0,02; = 0,003. Вычислить: а) концентрацию водяного пара в этот момент; б) исходные концентрации сероводорода и кислорода. (Ответ: = 0,003; = 0,012; = 0,0245 моль/л).

.19. Две реакции протекают при 25 °С с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, второй - 3. Найти отношение этих скоростей при 75 °С. (Ответ: V2/V1 = 7,59).

4.20. Реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3. Через некоторое время после начала реакции концентрации реагирующих веществ были (моль/л):

= 0,8; = 1,5; = 0,1. Вычислить концентрации веществ в момент, когда концентрация N2 стала 0,5 моль/л. (Ответ: = 0,6 ; = 0,7 моль/л).


Лабораторная работа 5. Катализ


Цель работы: изучить понятия «катализатор», «катализ», «катализ гомогенный и гетерогенный».

Задание: провести каталитическое разложение пероксида водорода. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Катализаторами называются вещества, увеличивающие скорость химических реакций, но сами остающиеся после нее химически неизменными. Явление изменения скорости реакции под воздействием катализаторов называется катализом.

Катализатор бывает гомогенный и гетерогенный. Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одном фазовом состоянии, то катализ называют гомогенным. Механизм гомогенного катализа объясняется возникновением при участии катализатора нестойких промежуточных соединений. При этом энергия активации понижается и активными становятся молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции без катализатора. Например, реакция


SO2 (г) + O2 (г) ? 2SO3 (г)


протекает с малой скоростью. Для увеличения скорости реакцию проводят в присутствии катализатора NO, который с одним из реагентов, а именно с О2, образует нестойкое промежуточное соединение NO2, взаимодействующее в свою очередь с другим реагентом SO2:


О2 (г) + 2NO (г) ? 2NO2 (г)

NO2 (г) + 2SO2 (г) ? 2SO3 (г) + 2NO (г)

О2 (г) + 2SO2 (г) ? 2SO3 (г).


Как видим, в суммарное уравнение реакции катализатор не входит, т.е. в результате реакции он не испытывает химическое превращение.

Если катализатор и взаимодействующие вещества находятся в разных фазовых состояниях, т. е. имеют границу раздела, то катализ называют гетерогенным. В этом случае катализаторами обычно являются твердые вещества, на поверхности которых реагируют жидкости или газы. Суммарная скорость реакции на твердом катализаторе зависит от площади его поверхности, поэтому для ускорения реакции применяют катализаторы с развитой поверхностью: тонко измельченные порошки или подложки (пористые угли, силикаты) с нанесенным тонким слоем катализатора. Гетерогенные каталитические реакции начинаются со стадии адсорбции, в результате которой разрываются или ослабляются химические связи в молекулах реагирующих веществ, и молекулы становятся активными.


Выполнение работы


Опыт 1. Гомогенный катализ. Каталитическое ускорение реакции разложения пероксида водорода

Налить в пробирку 10 мл 30 %-го раствора (по массе) пероксида водорода. Опустить в пробирку, не касаясь раствора, тлеющую лучинку. Объяснить, почему она не вспыхивает.

В коническую колбу налить 10 мл 0,01 М раствора молибдата натрия Na2MoO4 и затем постепенно прилить 10 мл пероксида водорода. Наблюдать изменение окраски раствора и выделение пузырьков газа. Для завершения реакции смесь слегка нагреть и при помощи тлеющей лучинки убедиться в наличии кислорода в колбе.

Требования к результату опыта

. Объяснить наблюдения, приняв во внимание следующие реакции между молибдатом натрия и пероксидом водорода:


H2O2 + Na2MoO4 ? Na2MoO8 + 4H2O

Na2MoO8 ? Na2MoO4 + 2O2

H2O2 ? 2H2O + O2.


. Объяснить роль молибдата натрия.

Опыт 2. Гетерогенный катализ. Каталитическое действие диоксида марганца на разложение пероксида водорода

Налить в пробирку 1-2 мл 30 %-го (по массе) раствора пероксида водорода. С помощи тлеющей лучинки убедиться в отсутствии кислорода. Внести в раствор на кончике шпателя диоксид марганца. Что наблюдается? Убедиться с помощью тлеющей лучинки в наличии кислорода.

Требование к результату опыта

. Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода.

. Объяснить, почему катализатор увеличивает скорость реакции.


Примеры решения задач


Пример 5.1. Промышленная установка, работающая на ванадиевом катализаторе (V2O5), производит в сутки 30000 кг моногидрата H2SO4. Объем катализатора в установке 0,7 м3. Рассчитать активность катализатора.

Решение. Мерой активности катализатора является изменение скорости химической реакции в результате введения в систему катализатора. Количественно активность катализатора оценивается производительностью катализатора (Ak). Под производительностью катализатора подразумевают количество вещества, получающееся в единицу времени с единицы площади поверхности (Sk), массы (mk) или объема (Vk) катализатора. Производительность катализатора равна

,


где m ? масса получаемого вещества; ? ? время протекания процесса.

Для определения производительности катализатора выразим время в часах:

Ak = = 1785,7 кг/(м3?час).

Таким образом, активность ванадиевого катализатора при получении моногидрата H2SO4 равна 1785,7 кг/(м3?час).

Пример 5.2. Энергия активации некоторой реакции без катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором - 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25 °С?

Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Ea, а с катализатором - через Ea/, соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и k/ . Для решения задачи используем преобразованное уравнение Аррениуса:


.


Подставляя в это уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим

.

Окончательно находим k//k = 2,5?104. Таким образом, снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению скорости реакции в 25 тысяч раз.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. При окислении NH3 на платиновом катализаторе было получено в течение суток 1440 кг HNO3. Для окисления было использовано 0,064 кг катализатора. Рассчитать активность катализатора. (Ответ: 937,5 кг/(м3?час)).

.2. Зависит ли значение энергии активации реакции в случае гетерогенного катализа от площади поверхности катализатора и от его структуры?

.3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К, если энергию активации ее уменьшить на 4 кДж/моль? (Ответ: в 5 раз).

.4. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 К до 300 К скорость ее увеличится в 2 раза? (Ответ: 49,9 кДж/моль).

.5. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К? (Ответ: 80,3 кДж/моль).

.6. За 12 ч было синтезировано 45 000 кг NH3. Объем использованного катализатора 1,2 м3. Определить производительность катализатора.

(Ответ: 3125 кг/(м3?час)).

.7. Найти объем катализатора для синтеза NH3, если производительность установки 5000 м3 аммиака в час. Производительность используемого катализатора 2000 кг/(м3?час). (Ответ: 1,9 м3).

.8. Изменится ли значение константы скорости реакции при замене одного катализатора другим?

.9. Каков механизм участия в химическом процессе веществ, замедляющих скорость химической реакции и называемых отрицательными катализаторами и ингибиторами?

.10. Один катализатор снижает энергию активации при 300 К на 20 кДж/моль, а другой на 40 кДж/моль. Какой катализатор эффективнее? Во сколько раз возрастет скорость реакции при использовании того или иного катализатора? (Ответ: второй; 3,1?103; 9,4?106).

.11. Жиры и углеводы окисляются в живых организмах при температуре около 37 °С, а вне живых организмов окисление происходит при 450-500 °С. Объяснить причины этого явления.

.12. Привести примеры каталитических реакций. Можно ли, с помощью катализаторов, сместить химическое равновесие? Какова роль катализатора в обратимых реакциях?

.13. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 32,3 кДж/моль, а в присутствии катализатора она равна 20,9 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции в присутствии катализатора при 25 °С? (Ответ: в 100 раз).

.14. Стенки реакционного сосуда часто оказывают большое влияние на скорость химических процессов, ускоряя или замедляя их. Привести возможные причины этого явления.

.15. К каким последствиям может привести смещение равновесия под действием катализатора?

.16. Почему вода в глиняном сосуде не растворяет кремний, а в стеклянном растворяет? Как проверить предложенное объяснение?

.17. Каково влияние природы растворителя (полярность) на скорость реакции? Можно ли считать, что растворитель в зависимости от природы обладает каталитическим или ингибирующим действием?

.18. Обычно, чем полярнее растворитель, тем сильнее ослабляются связи в реагирующих молекулах и тем выше становится их реакционная способность. В каком растворителе реакции проходят быстрее? Имеются ли исключения из этого правила?

.19. Перечислить причины ускорения реакции гетерогенным катализатором.

.20. Способствует ли повышение температуры первому этапу гетерогенного катализа - адсорбции молекул реагирующих веществ на поверхности твердого катализатора?


Лабораторная работа 6. Химическое равновесие


Цель работы: изучить понятия «химическое равновесие», «смещение равновесия», факторы, влияющие на смещение равновесия, закон действия масс для обратимых процессов.

Задание: проделать опыты и определить, как влияет изменение концентрации реагирующих веществ и температуры на смещение равновесия. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Химическим равновесием называется такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Закон действия масс для обратимых процессов: в состоянии химического равновесия при постоянной температуре отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная. Она называется константой равновесия и обозначается Кс. Для реакции

А + mВ рС + qD


константа равновесия имеет вид ,

где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации реагирующих веществ; n, m, p, q - коэффициенты перед веществами А, В, C, D.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия (концентрация, температура, давление), при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия.

При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции. При увеличении концентраций продуктов реакции и понижении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону обратной реакции. Например, в реакции


СО + О2 2СО2


увеличение концентраций СО, О2 (исходные вещества) или уменьшение концентрации СО2 (продукт реакции) приводит к смещению равновесия вправо. Увеличение концентрации СО2 или понижение концентраций исходных веществ СО, О2 смещает равновесие влево.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении - в направлении экзотермической реакции. Например, в равновесной системе


N2 + O2 2NO, ?Н°х.р. = 180,5 кДж,


прямая реакция эндотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции, а понижение температуры - в сторону обратной реакции.

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние изменения концентрации на смещение равновесия

Для опыта удобно воспользоваться реакцией

3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl.

Из веществ этой системы только роданид железа (III) Fe(SCN)3 окрашен в красный цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации можно легко заметить по изменению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о направлении смещения равновесия системы при изменении концентрации реагирующих веществ.

Смешать в пробирке равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Полученный раствор разлить поровну в 4 пробирки. Оставить одну пробирку для сравнения, а в трех других изменить концентрации реагирующих веществ. Для этого добавить в первую пробирку несколько капель концентрированного раствора роданида калия, во вторую - несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью - кристаллического хлорида калия. Сравнить окраску в трех пробирках с контрольной.

Требования к результатам опыта

. Сделать вывод о направлении смещения равновесия и изменении концентрации каждого из компонентов в каждой пробирке.

. Сформулировать правило смещения равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

. Написать выражение константы равновесия для данной реакции.

Опыт 2. Влияние изменения температуры на смещение равновесия

Прибор, состоящий из двух шаров, заполнен смесью оксида азота (IV) и его димером. Чистый оксид азота (IV) существует при температуре выше 140 °С. Ниже этой температуры NO2 частично полимеризуется по уравнению


NO2 N2O4, ?H° = -23 кДж.

2 - газ бурого цвета, N2O4 - бесцветен. Изменение температуры позволяет судить о смещении равновесия в системе по изменению интенсивности окраски газов.

Один шар прибора опустить в стакан с холодной, а второй - в стакан с горячей водой. Наблюдать изменение интенсивности окраски газов в шарах.

Требования к результатам опыта

. Сделать вывод о направлении смещения равновесия в данной реакции при нагревании и охлаждении.

. Сформулировать правило смещения равновесия при изменении температуры.

. Написать выражение константы равновесия для данной реакции.

Примеры решения задач

Пример 6.1. При некоторой температуре в системе N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г) равновесные концентрации составляли (моль/л): [N2] = 1,5; [H2] = 1,7; [NH3] = 2,6. Вычислить константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением


.


Подставляя данные задачи, получаем .

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. Согласно уравнению реакции на образование 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2. По условию задачи образовалось 2,6 моль NH3, на что израсходовалось 1,3 моль N2. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию: = 1,5 + 1,3 = 2,8 моль/л.

По уравнению реакции на образование 2 моль NH3 необходимо 3 моль H2, а для получения 2,6 моль NH3 требуется 3×2,6/2 = 3,9 моль H2. Исходная концентрация водорода = 1,7 + 3,9 = 5,6 моль/л. Таким образом, КС = 0,92; исходные концентрации = 2,8, = 5,6 моль/л.

Пример 6.2. Реакция протекает по уравнению А + В D + F. Определить равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В, соответственно, равны 2 и 1,2 моль/л, а константа равновесия реакции КС = 1.

Решение. Так как все вещества в данной реакции реагируют в одинаковых соотношениях, обозначим изменение концентрации всех реагирующих веществ через x. К моменту установления равновесия образовалось х моль D и х моль F и соответственно [D] = x; [F] = x. По уравнению реакции на столько же уменьшились концентрации А и В, т. е. [A] = 2 - x; [B] = 1,2 - x. Подставим равновесные концентрации в выражение константы равновесия:


; ; х = 0,75.


Отсюда равновесные концентрации равны: [D] = 0,75 моль/л; [F] = 0,75 моль/л;

[A] = 2 - 0,75 = 1,25 моль/л; [B] = 1,2 - 0,75 = 0,45 моль/л.

Пример 6.3. Реакция протекает по уравнению 2SO2 + O2 2SO3. В каком направлении сместится химическое равновесие, если объем системы уменьшить в 3 раза?

Решение. До изменения объема скорости прямой и обратной реакций выражались уравнениями:


; .


При уменьшении объема в 3 раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 3 раза. После увеличения концентрации скорость прямой реакции стала

,


т. е. возросла в 27 раз; а скорость обратной - , т. е. возросла в 9 раз. Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо).

Пример 6.4. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции А + В D, если повысить температуру на 30 °С? Температурные коэффициенты скорости прямой (?1) и обратной (?2) реакции равны соответственно 2 и 3.

Решение. При повышении температуры на 30° скорость прямой реакции возрастет в раз, а скорость обратной в раз. Так как скорость обратной реакции возросла в 27 раз, а скорость прямой в 8 раз, то равновесие этой реакции при повышении температуры сместится в сторону обратной реакции (влево).

Пример 6.5. Как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если в системе 2NO (г) + О2 (г) 2NO2 (г) уменьшить давление в 2 раза? Произойдет ли при этом смещение равновесия? Если да, то в какую сторону?

Решение. До уменьшения давления выражения для скорости прямой и обратной реакции имели вид ; .

При уменьшении давления в 2 раза концентрации каждого из реагирующих веществ уменьшаются в 2 раза, так как общий объем системы увеличивается в 2 раза. Тогда


;

.


В результате уменьшения давления скорость прямой реакции уменьшилась в 8 раз, а скорость обратной - в 4 раза. Таким образом, скорость обратной реакции будет в 2 раза больше, чем прямой, и смещение равновесия произойдет в сторону обратной реакции, т. е. в сторону разложения NO2.

Пример 6.6. В каком направлении сместится равновесие реакции

2 ? СО + Cl2, ?H°х.р. = +112,5 кДж


а) при повышении давления; б) с понижением температуры; в) при уменьшении концентрации хлора?

Решение. а). При повышении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, при понижении давления - в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газа. В левой части приведенной реакции 1 молекула (COCl2), а в правой - 2 (1 СО и 1 Cl2), поэтому при повышении давления равновесие смещается в сторону обратной реакции.

б). При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, при повышении температуры - в сторону эндотермической. В нашем примере прямая реакция эндотермическая (?H°х.р. > 0), а обратная - экзотермическая, следовательно, при понижении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции. в). При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При уменьшении концентрации хлора (продукта реакции) равновесие сместится в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования продуктов реакции.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. При нагревании диоксида азота в закрытом сосуде до некоторой температуры равновесие реакции 2NO2 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях (моль/л): [NO2] = 0,4; [NO] = 1; [O2] = 0,5. Вычислить константу равновесия для этой температуры и исходную концентрацию диоксида азота.

(Ответ: 3,125; 1,4 моль/л).

.2. Реакция протекает по уравнению АВ А + В. При некоторой температуре из 1 моль АВ, находящегося в закрытом сосуде емкостью 20 л, разлагается 0,6 моль АВ. Определить константу равновесия. (Ответ: 0,045).

.3. Константа равновесия реакции N2O4 2NO2 равна 0,16 при 375 К. Равновесная концентрация NO2 равна 0,09 моль/л. Вычислить равновесную концентрацию N2O4. (Ответ: 0,051 моль/л).

.4. Рассчитать равновесную концентрацию О3 и константу равновесия в реакции 3О2 (г) 2О3 (г), если начальная масса О2 равна 24 г, а равновесная концентрация О2 равна 0,6 моль/л. (Ответ: 0,1 моль/л; 0,046).

.5. Используя справочные данные табл. Б. 1, рассчитать ?Н°х.р. реакции, протекающей по уравнению 2NO2 (г) 2NO (г) + O2 (г) и определить, в какую сторону сместится равновесие при охлаждении системы.

.6. Рассчитать равновесные концентрации газообразных веществ в гетерогенной системе FeO (к) + CO (г) Fe (к) + CO2 (г), если начальная концентрация СО составляла 2 моль/л, константа равновесия КС = 0,6.

(Ответ: 1,25; 0,75 моль/л.).

.7. При состоянии равновесия в системе N2 + 3H2 2NH3 концентрации веществ были (моль/л): [N2] = 0,3; [H2] = 0,9; [NH3] = 0,4. Рассчитать, как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если концентрации всех участвующих в реакции веществ увеличить в 4 раза. В каком направлении сместится равновесие? (Ответ: 256; 16).

.8. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы

CO (г) + H2O (г) СO2 (г) + H2 (г),


если равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л): [CO] = 0,004; [H2O] = 0,064; [CO2] = 0,016, [H2] = 0,016. Чему равны исходные концентрации воды и СО?

(Ответ: 1; 0,08 моль/л; 0,02 моль/л).

6.9. В начальный момент протекания реакции NiO (к) + Н2 (г) Ni (к) + H2O (г) концентрации были равны (моль/л): = 0,5; = 1,7. Рассчитать равновесные концентрации газообразных веществ, если КС = 5,66.

(Ответ: 0,33; 1,87 моль/л).

.10. В реакторе при некоторой температуре протекает реакция

СО2 + Н2 СО + Н2О. Определить константу равновесия, если в начальный момент = 2,15 моль/л, = 1,25 моль/л, а к моменту равновесия прореагировало 60 % начального количества СО2. (Ответ: 0,8).

.11. Определить, в какую сторону произойдет смещение равновесия реакции CO2 (г) + 4Н2 (г) СН4 (г) + 2Н2О (г), ?Н°х.р. = -165 кДж при следующих воздействиях: а) увеличении давления; б) повышении концентрации СО2; в) понижении температуры.

.12. В гомогенной системе установилось равновесие 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O. Константа равновесия КС = 3?105. Исходные вещества или продукты реакции будут преобладать в равновесной смеси веществ? Вычислить равновесную концентрацию диоксида серы, если равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции, равны (моль/л): [H2S] = 0,02; [O2] = 0,30; [H2O] = 0,40. (Ответ: 4,5 моль/л).

.13. Рассчитать КС реакции PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г) при 500 К, если к моменту равновесия разложилось 54 % PCl5, а исходная концентрация PCl5 была равна 1 моль/л. (Ответ: 0,634).

6.14. После смешивания газов А и В в системе А (г) + В (г) С (г) +D (г) устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [B] = 0,5 моль/л; [C] = 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 4×10-2. Найти исходные концентрации вещества А и В. (Ответ: 2,2; 0,7 моль/л).

.15. Система С (графит) + СО2 (г) 2СО (г), DН°х.р. = 172,5 кДж находится в состоянии равновесия. Как повлияет на равновесие системы: а) повышение температуры; б) понижение давления; в) понижение концентрации СО2?

.16. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

SO2 + O2 2SO3 составляли (моль/л): [SO2] = 0,04; [O2] = 0,06; [SO3] = 0,02. Определить константу равновесия и исходные концентрации SO2 и O2.

(Ответ: 4,17; 0,06 моль/л; 0,07 моль/л).

.17. Реакция протекает по уравнению NO + Cl2 NOCl2, DН < 0.

Какие изменения а) температуры; б) давления; в) концентраций участвующих в реакции веществ способствуют увеличению выхода продукта реакции?

6.18. Константа равновесия реакции FeO (к) + СО (г) Fe (к) + СО2 (г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли (моль/л): = 0,08; = 0,02. (Ответ: 0,67; 0,33 моль/л).

.19. Система N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г); DН°х.р. = -92,4 кДж

находится в состоянии равновесия. Определить, в каком направлении сместится равновесие: а) с ростом температуры; б) при повышении давления; в) при понижении концентрации NH3.

.20. Найти константу равновесия реакции

2O4 2NO2,


если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия разложилось 50 % N2O4. (Ответ: 0,16).

Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты


Цель работы: изучить способы выражения концентрации растворов, научиться рассчитывать концентрацию растворов.

Задание: приготовить приблизительно 0,1 н. раствор соляной кислоты и установить нормальность и титр кислоты. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Один из методов определения концентрации растворов - объемный анализ. Он сводится к измерению объемов реагирующих веществ, концентрация одного из которых известна.

Такое измерение производится постепенным прибавлением одного раствора к другому до окончания реакции. Этот процесс называется титрованием. Окончание реакции определяется с помощью индикатора.

При определении объемов растворов целесообразно использовать следующие способы выражения концентрации растворов:

Молярная концентрация эквивалентов вещества В или нормальность (сэк (В) или н.) - отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:


, моль/л,


где nэк (В) - количество эквивалентов вещества В, моль; mB - масса вещества В, г; Мэк (В) - молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; Vр - объем раствора, л.

Массовая доля растворенного вещества В (?В) - отношение (обычно - процентное) массы растворенного вещества к массе раствора:


,


где mB - масса вещества В, г; mр - масса раствора, г.

Если выражать массу раствора через его плотность (?) и объем (Vр), то


.


Титр раствора вещества В (ТВ) показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 1 мл (см3) раствора:


, г/мл,


где mB - масса растворенного вещества В, г; Vp - объем раствора, мл.

Титр также можно рассчитать по формуле


, г/мл,


где Мэк (В) - молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; сэк (В) - молярная концентрация эквивалентов, моль/л.


Выполнение работы


Опыт 1. Приготовление приблизительно 0,1 н. раствора соляной кислоты

(Проводить в вытяжном шкафу!). Налить в цилиндр концентрированный раствор соляной кислоты и ареометром определить его плотность.

По измеренной плотности по табл. Б. 2 найти массовую долю (%) кислоты в растворе. Рассчитать массу кислоты, необходимую для приготовления 250 мл 0,1 н. раствора HCl по формуле


, откуда m = сэк?Мэк (HCl)?V,


где сэк - молярная концентрация эквивалентов, моль/л; m - масса кислоты, г; Мэк(HCl) - молярная масса эквивалентов кислоты, г/моль; V - объем кислоты, л.

Полученную величину (m) пересчитать на объем, который требуется для приготовления 250 мл 0,1 н. раствора кислоты по формуле


, откуда V = ,


где V - объем кислоты, мл; m - масса кислоты, г; ? - массовая доля в % HCl, найденная по табл. Б. 2; ? - плотность кислоты, г/мл, измеренная ареометром.

Пипеткой отобрать рассчитанный объем раствора кислоты, перенести его в мерную колбу, разбавить водой до метки и хорошо перемешать.

Опыт 2. Установление нормальности и титра кислоты

Отмерить пипеткой 10 мл приготовленного раствора кислоты, перенести его в коническую колбу, добавить 1-2 капли фенолфталеина.

В бюретку налить 0,1 н. раствор NaOH. Оттитровать раствор кислоты. Для этого медленно приливать из бюретки щелочь в колбу с раствором кислоты, непрерывно перемешивая его в процессе титрования. Место, в которое падают капли щелочи, окрашивается в розовый цвет, исчезающий при взбалтывании.. Титрование проводить до тех пор, пока от одной капли щелочи раствор примет неисчезающую окраску. Появление окраски означает, что кислота полностью нейтрализована щелочью. Первое титрование - ориентировочное. Повторить титрование еще три раза. Расхождение между последними тремя титрованиями не должно превышать 0,1 мл.

Требования к результату опыта

Данные опыта занести в табл. 7.1:


Таблица 7.1

Данные опыта и результаты расчетов

Номер титрованияV (HCl) (объем кислоты)V (NaOH) (объем щелочи)Vср (NaOH) (среднее значение объема щелочи)123

Вычислить:

. Молярную концентрацию эквивалентов раствора кислоты по закону эквивалентов:


сэк (HCl)?V(HCl) = сэк (NaOH)?V (NaOH),

откуда, моль/л,


где сэк (HCl) и сэк (NaOH) - молярные концентрации эквивалентов растворов; V (HCl) и V (NaOH) - объемы реагирующих растворов.

. Титр раствора НСl по формуле

, г/мл.


Примеры решения задач

Пример 7.1. Водный раствор содержит 354 г H3PO4 в 1 л. Плотность раствора ? = 1,18 г/мл. Вычислить: а) массовую долю (%) H3PO4 в растворе; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию эквивалентов; г) моляльность;

д) титр; е) молярные доли H3PO4 и Н2О.

Решение. а). Для расчета массовой доли воспользуемся формулой


; .


б). Молярная концентрация вещества В или молярность (сВ или М) - отношение количества растворенного вещества к объему раствора:


, моль/л, (1)


где nB - количество вещества В, моль; mB - масса вещества В, г; МВ - молярная масса вещества В, г/моль; Vр - объем раствора, л.

Молярная масса H3PO4 равна 98 г/моль. Молярную концентрацию раствора находим из соотношения (1):

= 3,61 моль/л.

в). Молярную концентрацию эквивалентов рассчитываем по формуле


.

Молярная масса эквивалентов H3PO4 равна 32,7 г/моль. = 10,83 моль/л.

г). Моляльная концентрация вещества В или моляльность (сm(B)) - отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:


, моль/кг, (2)


где nВ - количество вещества В, моль; mB - масса вещества В, г; mS - масса растворителя, г; МВ ? молярная масса вещества В, г/моль.

Для определения моляльности по формуле (2) необходимо рассчитать массу растворителя в растворе. Масса раствора составляет 1,18?1000 = 1180 г.

Масса растворителя в растворе mS = 1180 - 354 = 826 г.

Моляльная концентрация раствора равна

= 4,37 моль/кг.

д). Титр раствора можно рассчитать по формулам:


; = = 0,354 г/мл,

; = 0,354 г/мл,

; = 0,354 г/мл.


е). Молярная (мольная) доля вещества В (хВ), безразмерная величина - отношение количества данного вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель.

Если раствор состоит из одного растворенного вещества и растворителя, то молярная доля вещества (хВ) равна


, (3)


а молярная доля растворителя (xS)


, (4)


где nB - количество растворенного вещества, моль; nS - количество вещества растворителя, моль.

Сумма молярных долей всех веществ раствора равна единице.

В 1 л раствора содержится 3,61 моль H3PO4 (см. пункт б). Масса растворителя в растворе 826 г, что составляет = 45,9 моль.

Молярные доли H3PO4 и Н2О рассчитываем по формулам (3) и (4):

0,073;

0,927.

Пример 7.2. Сколько миллилитров 50 %-го раствора HNO3, плотность которого 1,32 г/мл, требуется для приготовления 5 л 2 %-го раствора, плотность которого 1,01 г/мл?

Решение. При решении задачи пользуемся формулой


.

Сначала находим массу азотной кислоты в 5 л 2 %-го раствора:

101 г.

Чтобы ответить на вопрос задачи, надо определить, в каком объеме раствора с массовой долей HNO3 50 % содержится 101 г HNO3:


= 153 мл.


Таким образом, для приготовления 5 л 2 %-го раствора HNO3 требуется 153 мл 50 %-ного раствора HNO3.

Пример 7.3. На нейтрализацию 50 мл раствора кислоты израсходовано 25 мл 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то можно написать

?н. (А) = VB?н. (B);


?н. (кислоты) = 25?0,5, отсюда

н. (кислоты) = 0,25 н..

Следовательно, для реакции был использован 0,25 н. раствор кислоты.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. В одном литре раствора содержится 10,6 г карбоната натрия Na2CO3. Рассчитать молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и титр раствора. (Ответ: 0,1 М; 0,2 н.; 10,6?10-3 г/мл)

.2. Вычислить молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов 20 %-го раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/мл.

(Ответ: 2,1 М; 4,2 н.).

.3. Сколько моль HNO3 содержится в 250 мл раствора с массовой долей кислоты 30 % и плотностью, равной 1,18 г/мл? (Ответ: 1,40 моль).

.4. Водный раствор содержит 5 г CuSO4 в 45 г воды. Вычислить массовую долю (%) CuSO4 в растворе, а также моляльность и мольные доли CuSO4 и Н2О.

(Ответ: 10 %; 0,694 моль/кг; 0,012; 0,988).

.5. Вычислить титры растворов: а) 0,05 М NaCl; б) 0,004 н. Ca(OH)2;

в) 30 %-го КОН, ? = 1,297 г/мл.

(Ответ: а) 0,00292; б) 0,148?10?3; в) 0,389 г/мл).

.6. Чему равна нормальность 30 %-го раствора NaOH плотностью 1,328 г/мл? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Получился раствор плотностью 1,054 г/мл. Вычислить массовую долю (%) NaOH в полученном растворе. (Ответ: 9,96 н.; 6,3 %).

.7. В 1 кг воды растворили 666 г КОН, плотность раствора равна 1,395 г/мл. Вычислить массовую долю КОН в полученном растворе, молярность и мольные доли щелочи и воды. (Ответ: 40 %; 9,96 моль/л; 0,176; 0,824).

.8. Какой объем 2 М раствора К2СО3 надо взять для приготовления 1 л 0,25 н. раствора? (Ответ: 62,5 мл).

.9. Из 600 г 5 %-го раствора сульфата меди упариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля CuSO4 в оставшемся растворе? (Ответ: 6 %).

.10. Какой объем 50 %-го КОН (? = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6 %-го раствора (? = 1,048 г/мл)? (Ответ: 245,3 мл).

.11.Какая масса гидроксида натрия потребуется для приготовления 2 л 0,5 М раствора? (Ответ: 40 г).

.12. Вычислить моляльную и молярную концентрацию эквивалентов 20,8 %-го раствора HNO3 плотностью 1,12 г/мл. (Ответ: 4,17 моль/кг; 3,7 моль/л)

.13. Сколько миллилитров 0,2 М раствора Na2CO3 требуется для реакции с 50 мл 0,5 М раствора CaCl2? (Ответ: 125 мл).

.14. Плотность 15 %-го раствора Н2SO4 1,105 г/мл. Вычислить молярность, моляльность и молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты. (Ответ: 1,69 моль/л; 1,8 моль/кг; 3,38 моль/л).

.15. Рассчитать массы медного купароса CuSO4 ? 5Н2О и воды, необходимые для приготовления 500 г 2 %-го раствора сульфата меди. Определить молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов, если плотность раствора равна 1,015 г/мл. (Ответ: = 15,6 г; = 484,4 г;

= 0,13 моль/л; сэк (CuSO4) = 0,25 моль/л).

.16. При растворении 18 г Н3РО4 в 282 мл воды получили раствор фосфорной кислоты, плотность которого 1,031 г/мл. Вычислить молярную, моляльную, молярную концентрацию эквивалентов полученного раствора и его титр.

(Ответ: 0,63 моль/л; 0,65 моль/кг; 1,89 моль/л.; 0,062 г/мл).

.17. На нейтрализацию 20 мл раствора, содержащего в 1 л 12 г щелочи, израсходовано 24 мл 0,25 н. раствора кислоты. Вычислить молярную массу эквивалентов щелочи. (Ответ: 40 г/моль).

.18. На нейтрализацию 31 мл 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 мл раствора H2SO4. Вычислить нормальность и титр раствора H2SO4.

(Ответ: 0,023 н.; 1,127?10?3 г/мл).

.19. Смешали 10 мл 10 %-го раствора HNO3 (? = 1,056 г/мл) и 100 мл 30 %-го раствора HNO3 (? = 1,184 г/мл). Вычислить массовую долю HNO3 в полученном растворе. (Ответ: 28,36 %).

.20. Вычислить массовую долю (%) нитрата серебра в 1,4 М растворе, плотность которого 1,18 г/мл. (Ответ: 20,2 %).

Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов


Цель работы: изучить понятия «электролиты», «электролитическая диссоциация», рассмотреть кислоты, основания, амфотерные электролиты, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации, отличать сильные и слабые электролиты, научиться составлять ионно-молекулярные уравнения.

Задание: провести реакции обмена в растворах электролитов, выполнить требования к результатам опытов и оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация - распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

О2 H+ + NО2?.


Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:

4OH NH4+ + OH?.


Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3.

Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой:


H+ + BeO22? Be(OH)2 Be2+ + 2OH?.


Соли - электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

(SO4)3 ? 2Al3+ + 3SO42?;


средняя соль

? Na+ + HCO3?;


кислая соль

CuOH+ + Cl?.


основная соль

Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты - это вещества, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые соли, кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4), щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабые электролиты - это вещества, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: H2O, NH4OH; некоторые соли; кислоты CH3COOH, HF, HNO2, HCN, HClO, H2SO3, H2CO3, H2S, H3PO4; все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, порядок составления которых следующий:

а) записывают молекулярное уравнение реакции и в обеих частях уравнения подчеркивают вещества, которые не будут полностью диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

3 + KCl = AgCl? + KNO3;


б) составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты полностью на ионы не диссоциируют, поэтому в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде:

+ + NO3? + K+ + Cl? = AgCl? + K+ + NO3?;


в) составляют краткое ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

+ + Cl? = AgCl?.


Реакции обмена в растворах сильных электролитов протекают до конца

или практически необратимо, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

·нерастворимые (?):


CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2? + 6NaCl

Ca2+ + 6Cl? + 6Na+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2? + 6Na+ + 6Cl?

Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2?;


·газообразные (?):


HCl + Na2S = H2S? + 2NaCl

H+ + 2Cl? + 2Na+ + S2- = H2S? + 2Na+ +2Cl?

H+ + S2- = H2S?;


·малодиссоциирующие (слабые электролиты):

SO4 + 2KNO2 = 2HNO2 + K2SO4

H+ + SO42? + 2К+ + 2NO2? = 2HNO2 + 2K+ + SO42?+ + NO2? = HNO2.


В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.

Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциировааных веществ. Так, равновесие в системе

(OH)2? + 2HCl MgCl2 + 2H2O

Mg(OH)2? + 2H+ + 2Cl? Mg2+ + 2Cl? + 2H2O

Mg(OH)2? + 2H+ Mg2+ + 2H2O


смещено вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.

Выполнение работы


Опыт 1. Сравнение химической активности кислот

В одну пробирку налить 1-2 мл раствора уксусной кислоты (CH3COOH), в другую - столько же раствора соляной кислоты (HCl). Взять два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросить по одному в каждую пробирку. Наблюдать выделение газа и отметить, в какой пробирке процесс идет более энергично.

Требования к результатам опыта

. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия мрамора (СаСО3) с уксусной и соляной кислотой.

. Сделать вывод, от концентрации каких ионов зависит скорость выделения газа. В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше?

. Учитывая, что для опыта взяты растворы соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации, сделать вывод об относительной силе исследованных кислот.

Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка

Налить в три пробирки по 1-2 мл сульфата магния, хлорида железа (III), сульфата меди (II) и прибавить в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдать образование осадков, отметить цвет. Осадки сохранить для следующего опыта.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).

Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита

К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов магния, железа, и меди прилить раствор соляной кислоты до полного их растворения.

Требования к результатам опыта

. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов магния, железа (III) и меди (II).

. Объяснить растворение осадков в кислоте.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа

Налить в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия, прилить в нее раствор соляной кислоты. Наблюдать выделение газа.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия Na2CO3 с HCl.

Опыт 5. Амфотерные электролиты

В одну пробирку налить 2-3 мл раствора хлорида цинка, другую - столько же сульфата хрома (III). Затем в каждую пробирку добавить разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом случае осадки разделить на две пробирки. В одну из пробирок прилить раствор соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков.

Требования к результатам опыта

. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков Zn(OH)2 и Cr(OH)3.

. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций растворения осадков гидроксидов цинка и хрома (III) в кислоте и щелочи.

. Записать уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот и по типу оснований.


Примеры решения задач


Пример 8.1. Составить молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O;PO4 + 3OH? = PO43? + 3H2O;3? + OH? = CO32? + H2O.

Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O;

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O;+ KOH = K2CO3 + H2O.


При выполнении подобных заданий следует пользоваться табл. Б.3.

Пример 8.2. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, подтверждающие амфотерный характер гидроксида свинца.

Решение. Амфотерные электролиты могут диссоциировать по типу кислоты и основания, поэтому Pb(OH)2 может растворяться как в кислоте, проявляя свойство основания, так и в щелочи, проявляя свойства кислоты.


Как основание: Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2H+ = Pb2+ + 2H2O.

Как кислота: Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]

Pb(OH)2 + 2OH? = [Pb(OH)4]2?.

Схема диссоциации Pb(OH)2:

H+ + [Pb(OH)4]2? Pb(OH)2 + 2H2O [Pb(H2O)2]2+ +2OH?.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и CuSO4; б) AgNO3 и NH4Cl;

в) Na2SiO3 и H2SO4; г) CaCO3 и HNO3.

.2. Составить по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3; б) H+ + OH? = H2O; в) Cu2+ + S2? = CuS.

8.3. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары веществ: а) KOH и Ba(NO3)2; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) Pb(NO3)2 и KCl;

г) CuCl2 и Na2S? Представить возможные реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

.4. Смешивают попарно растворы: а) KOH и Mg (NO3)2; б) Li2СO3 и HCl;

в) Fe(NO3)3 и KOH; г) NH4Cl и NaOH. В каких случаях реакции практически пойдут до конца? Представить их в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

.5. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) BaCO3 и HNO3; б) Fe2(SO4)3 и KOH;

в) HCl и K2S; г) CH3COOK и HCl.

.6. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Mg(OH)2 и CH3COOH; б) NH4NO3 и KOH; в) Ca(NO3)2 и K2CrO4; г) AlCl3 и Ba(OH)2.

.7. Смешивают попарно растворы: а) K2SO3 и HCl; б) Na2SO4 и KCl;

в) CH3COONa и HNO3; г) Al2(SO4)3 и избыток KOH. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих уравнений молекулярные и ионно-молекулярные реакций.

.8. Какие из веществ будут взаимодействовать с гидроксидом калия:

а) Ba(OH)2; б) Sn(OH)2; в) NiSO4; г) H3PO4? Выразить эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

.9. Составить по два молекулярных уравнения, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) OH? + HS? = H2O + S2?;

б) CO32? + 2H+ = H2O + CO2; в) OH? + NH4+ = NH4OH.

.10. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na2SO3 и H2SO4; б) CH3COOH и KOH;

в) Na2HPO4 и NaOH; г) Be(OH)2 и KOH.

.11. Смешивают попарно растворы: а) Cu(NO3)2 и Na2SO4; б) BaCl2 и K2SO4; в) NaHCO3 и NaOH; г) Cd(OH)2 и HCl. В каких из приведенных случаев реакции практически пойдут до конца? Составить для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.

.12. Составить молекулярные и ионно- молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и HCl; б) KHCO3 и H2SO4; в) MgSO4 и BaCl2; г) Ba(OH)2 и H2SO4.

.13. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:

а) CO32? ? CaCO3 ? Ca2+- ? CaSO4 ; б) S2? ? FeS ? Fe2+.

.14. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2 и Na2S; б) Li2SO3 и HCl; в) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.

.15. Составить по два молекулярных уравнения, которые соответствуют следующим сокращенным ионно-молекулярным уравнениям:

а) CH3COO? + H+- = CH3COOH; б) Ba2+ + CrO42? = BaCrO4; в) Ag+ + I? = AgI.

8.16. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между: а) диоксидом углерода и гидроксидом бария; б) силикатом натрия и хлороводородной кислотой; в) сульфидом железа (II) и серной кислотой; г) иодидом калия и нитратом свинца.

.17. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а) Fe2(SO4)3 + K3PO4 = …; б) Ba(NO3)2 + Na2CO3 = …; в) Cu(NO3)2 + K2S = ….

.18. Закончить молекулярные и составить ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а) Pb(NO3)2 + H2SO4 = …; б) CaCl2 + AgNO3 = …;

в) SnCl2 + NaOH = …; г) KOH + HNO3 = ….

.19. Исходя из сокращенной ионно-молекулярной формы уравнения, составить по два молекулярных уравнения: а) CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2;

б) Ba2+ + SO42? = BaSO4; в) Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.

.20. Написать молекулярные и ионно-молеулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2 и Nal; б) MgCO3 и HCl;

в) CuSO4 и H2S.


Лабораторная работа 9. Гидролиз солей


Цель работы: изучить понятие «гидролиз», рассмотреть типы гидролиза солей, научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.

Задание: определить рН среды в растворах различных солей, выявить влияние концентрации растворов и температуры на смещение равновесия гидролиза. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.

Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H+ или OH? из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H2O ? H+ + OH?. В растворе накапливаются ионы H+ или ОН?, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO3, K2SO4, BaCl2, LiNO3), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH7

Можно выделить три типа гидролиза:

. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH3COOK, KNО2, Na2CO3, Cs3PO4). В этом случае анион слабой кислоты связывается с иоными Н+ из воды с образованием слабого электролита.

В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО2. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО2. При растворении в воде KNО2 полностью диссоциирует на ионы K+ и NО2?. Катионы K+ не могут связывать ионы ОH? воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же NО2? связывают ионы H+ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО2 и гидроксид-ионы OH?.

Порядок составление уравнений гидролиза следующий:

а) записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н+ или ОН?) слабый электролит:

2 = K+ + NO2?;


б) составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:

? + НОН HNO2 + OH? pH > 7;


в) составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия:

+ + NО2? + H2O HNО2 + K+ + OH?;


г) составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:

О2 + H2O HNО2 + KOH.

Продукты гидролиза - слабая кислота HNО2 и гидроксид калия КОН.

Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени, что приводит к образованию кислых солей:

S = 2Na+ + S2?? + НOН HS? + OH? pH > 7

Na+ + S2- + H2O Na+ + HS? + Na+ + OH?S + H2O NaHS + NaOH.


Продуктами гидролиза является кислая соль NaHS и гидроксид натрия NaOH.

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH4Cl, CuSO4, FeCl3, AlCl3, Pb(NO3)2, ZnSO4). В этом случае катион слабого основания связывается с ионами ОН? из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:

4 = Zn2+ + SO42?

Zn2+ + HOН ZnOH+ + H+ рН < 7

2Zn2+ + 2SO42? + 2H2O 2ZnOH+ + SO42? + 2H+ + SO42?

ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4.


Продуктами гидролиза являются основная соль (ZnOH)2SO4 и серная кислота H2SO4.

. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH4NO2, Al2S3, Fe(CH3COO)3, NH4CH3COO, NH4CN). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например:

CH3COO = NH4+ + CH3COO?+ + HOН NH4OH + H+COO? + HOН CH3COOH + ОН?+ + CH3COO? + H2O NH4OH + CH3COOHCH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH.


Продуктами гидролиза являются слабая кислота CH3COOH и слабое основание NH4OH. Среда после гидролиза близка к нейтральной, pH 7.

Как правило, гидролиз - обратимый процесс. В первых двух случаях равновесие сильно смещено влево - в сторону малодиссоциированных молекул воды, в третьем - вправо, в сторону образования продуктов гидролиза - двух слабых электролитов.

Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr2S3 при смешивании растворов CrCl3 и Na2S образуется осадок Cr(OH)3 и выделяется газообразный H2S:


2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 6NaCl + 2Cr(OH)3? + 3H2S?.


На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз - это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация - экзотермический процесс, следовательно, гидролиз - эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.


Выполнение работы


Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей

На полоски универсальной индикаторной бумаги нанести по капле раствора хлорида натрия NaCl, сульфата меди CuSO4, нитрата свинца Pb(NO3)2, карбоната натрия Na2CO3, ацетата калия CH3COOK и ацетата аммония CH3COONH4. По изменению окраски индикаторной бумаги сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли.

Требования к результатам опыта

. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей, указать рН среды. В случае ступенчатого гидролиза написать уравнения реакций только для первой ступени.

. Сделать вывод, какие типы солей подвергаются гидролизу.

Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора

Налить в пробирку 1-2 мл раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 и постепенно разбавлять водой до выпадения осадка. Прибавить в пробирку с осадком несколько капель концентрированной азотной кислоты. Наблюдать растворение осадка.

Требования к результатам опыта

. Составить сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакции гидролиза нитрата висмута по первой и второй ступени.

. Сделать вывод о смещении равновесия при разбавлении раствора и добавлении кислоты.

Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры

В пробирку налить 5-6 мл раствора ацетата натрия CH3COONa и добавить 1-2 капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделить на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую - нагреть до кипения. Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Дать пробирке охладиться и снова сравнить окраску индикатора в обеих пробирках.

Требования к результатам опыта

. Составить сокращенное, полное ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза CH3COONa.

. Сделать вывод о смещении равновесия при изменении температуры.

Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

В одну пробирку налить 2-3 мл раствора сульфата меди (II), в другую - столько же хлорида железа (III). Затем в каждую пробирку добавить по 2-3 мл раствора карбоната натрия. Отметить выделение углекислого газа в обеих пробирках и выпадение осадков. В первой пробирке в осадок выпадает карбонат гидроксомеди (II), во второй - гидроксид железа (III).

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:


CuSO4 + Na2CO3 + H2O = … ;+ Na2CO3 + H2O = … .


. Объяснить, почему не получились карбонаты меди и железа.


Примеры решения задач


Пример 9.1. Какие продукты получатся при смешивании растворов AlCl3 и Na2S? Составить ионно-молекулярные и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль AlCl3 гидролизуется по катиону, а Na2S - по аниону:

+ + H2O ? AlOH2+ + H+,? + H2O ? HS? + OH?.


Гидролиз приведенных солей обычно ограничиваются первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы H+ и OH? связываются в молекулы слабого электролита H2O, сдвигая гидролитическое равновесие вправо. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования Al(OH)3 и H2S. Ионно-молекулярные и молекулярное уравнения имеют следующий вид:

3+ + 3S2? + 6H2O = 2Al(OH)3? + 3H2S?

2Al3+ + 6Cl? + 6Na+ +3S2? + 6H2O = 2Al(OH)3? + 3H2S? + 6Na+ + 6Cl?

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3? + 3H2S? + 6NaCl.


Таким образом, продуктами гидролиза являются Al(OH)3 и H2S.

Пример 9.2. К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) HCl;

б) NaOH; в) Cu(NO3)2; г) K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение. Карбонат натрия Na2CO3 - соль слабой кислоты и сильного основания гидролизуется по аниону: СО32? + Н2О НСО3? + ОН? (1)

Чтобы усилить гидролиз соли, нужно удалить ионы ОН? и таким образом сместить равновесие (1) вправо. Этого можно достигнуть добавлением в раствор Na2CO3 веществ, растворы которых содержат ионы Н+. Ионы Н+ свяжут ионы ОН? из (1) в молекулы слабого электролита Н2О, в результате чего равновесие (1) смесится вправо и гидролиз усилится. В нашей задаче такими веществами являются кислота HCl (HCl ? Н+ + Cl?) и соль Cu(NO3)2, содержащая ионы Н+ вследствие ее гидролиза по катиону Cu2+ + H2O CuOH+ + H+.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, CuCl2, ZnSO4? Cоставить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций, указать рН среды.

.2. К раствору Cr2(SO4)3 добавили раствор K2S. Объяснить причину образования осадка и выделения газа. Составить молеклярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.

.3. Какие из солей: Na2SO4, К2SO3, NH4CN, LiCl, Fe2(SO4)3 подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей. Какое значение pH (> 7 <) имеют растворы этих солей?

.4. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза, происходящего при сливании растворов: а) Fe(NO3)3 и Na2CO3;

б) CuCl2 и K2CO3.

.5. Подобрать по два уравнения в молекулярном виде к каждому из трех ионно-молекулярных уравнений: а) Al3+ +H2O AlOH2+ + H+;

б) S2? + H2O HS? + OH?; в) CН3СОО? + H2O СН3СООН +OH?.

.6. Подобрать по два уравнения в молекулярном виде к каждому из трех ионно-молекулярных уравнений: а) Fe3+ + 2H2O Fe(OH)2+ + 2H+;

б) CO32- + H2O HCO3? + OH?; в) NH4++ H2O NH4OH + H+.

9.7. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций для солей, подвергающихся гидролизу, указать реакцию среды: K2SO3, Cr(NO3)3, NaNO2, NiSO4.

.8. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах: K2S, (NH4)2SO4, Na2CO3, Li2SO4? Ответ обосновать ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями реакций гидролиза солей.

.9. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций для солей, подвергающихся гидролизу, указать реакцию среды: KI, Cu(NO3)2, K2SiO3, ZnSO4.

.10. Какие из приведенных солей подвергаются гидролизу по катиону, по аниону, по катиону и аниону: BaS, Mn(NO3)2, AlCl3, Cr2S3? Указать pH среды для водных растворов солей. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза.

.11. Какие из солей NaI, CrCl3, NH4NO3, NH4NO2 подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей, указать реакцию среды.

.12. К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) H2SO4; б) KOH;

в) Na2SO3; г) ZnSO4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

.13. Какие из веществ: Na2CO3, Li2SO3, CuCl2, MgSO4, BaS создадут избыток гидроксид-ионов в растворе своей соли? Почему? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

.14. При сливании растворов солей CrCl3 и Na2CO3 образуется осадок Cr(OH)3 и выделяется газ СО2. Объяснить причину и написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.

.15. Написать уравнения реакций гидролиза в ионно-молекулярном и молекулярном виде: ацетата лития CH3COOLi, хлорида алюминия NH4Cl, цианида аммония NH4CN, сульфида бария BaS.

.16. Объяснить, почему водные растворы NaNO2, Li2CO3, Na3PO4 имеют щелочную реакцию. Ответ подтвердить уравнениями реакций в ионно-молекулярном и молекулярном виде.

.17. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) KOH; в) CuCl2; г) Na2CO3. В каких случаях гидролиз хлорида железа усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

.18. При смешивании растворов Fe2(SO4)3 и K2S образуется осадок и выделяется газ. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза солей.

.19. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза cолей: NH4CH3COO, Ca(NO2)2, К3PO4, MnCl2.

.20. Почему при добавлении горячей воды к водному раствору хлорида железа (III) выпадает осадок? Подтвердить это уравнениями реакций в ионно-молекулярном и молекулярном виде.


Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы


Цель работы: изучить основные понятия коллоидной химии «дисперсность, коллоидный раствор, дисперсная фаза, дисперсионная среда, коллоидная частица, мицелла, коагуляция, седиментация, пептизация»; получение коллоидных растворов; научиться составлять схемы мицелл.

Задание: получить коллоидные растворы гидроксида железа (III) методоми конденсации и диспергирования осадка Fe(OH)3. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Системы, в которых одно вещество распределено в мелкораздробленном состоянии в среде другого, называются дисперсными. Раздробленное (распределенное вещество) называется дисперсной фазой, а среда, в которой распределена дисперсная фаза - дисперсионной средой. Дисперсные системы с размером частиц дисперсной фазы от 1 до 100 нм называются коллоидными растворами или золями.

Дисперсная фаза в коллоидном растворе (или золе) представлена коллоидными частицами, в состав которых входят ядро, зарядообразующие ионы и противоионы. Зарядообразующие ионы могут быть положительно или отрицательно заряженными, поэтому и коллоидные частицы имеют либо положительный, либо отрицательный заряд. Заряженные коллоидные частицы притягивают к себе молекулы Н2О из дисперсионной среды; так создается гидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.

Примерный состав коллоидных частиц золей Sb2S3 и Fe(OH)3 можно выразить следующими формулами:


[(mSb2S3)?nHS??(n-x)H+?yH2O]x- ;

[(mFe(OH)3?nFe3+?3(n-x)Cl??yH2O]3x+.

Противоионы Н+ или Cl-, которые входят в состав коллоидных частиц, называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной среде.

Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды (гидратированных свободных противоионов) называют мицеллой. Мицеллу считают структурной единицей коллоидного раствора. Формулы


{[(mSb2S3)?nHS-?(n-x)H+?yH2O]x?+ xH+?zH2O},

{[(mFe(OH)3?nFe3+?3(n-x)Cl??yH2O]3x+ + 3xCl??zH2O}0


выражают примерный состав мицелл золей сульфида сурьмы и гидроксида железа.

Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между группой дисперсности, характерной для взвеси и молекулярной, характерной для истинных растворов. Поэтому коллоидные растворы получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100 нм), либо из взвеси путем дробления грубодисперсных частиц также до определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают конденсационные методы (укрупнение частиц) и метод диспергирования (дробление частиц).

Конденсация частиц молекулярной дисперсности может происходить в процессе гидролиза солей некоторых поливалентных металлов, например, FeCl3. Гидролиз иона Fe3+ протекает по ступеням:

3+ + H2O = FeOH2+ + H+

FeOH2+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+(OH)2+ + H2O = Fe(OH)3 + H+.


Гидроксид железа Fe(OH)3 не выпадает в осадок, т.к. степень гидролиза FeCl3 по третьей ступени мала.

Зарядообразующими ионами в процессе образования золя могут быть Fe3+, FeOH2+ , Fe(OH)2+ , а противоионами ? Cl? .

Примером получения золей методом диспергирования может служить получение коллоидного раствора Fe(OH)3 путем химического дробления осадка гидроксида железа (III), называемого пептизацией. Пептизатором может быть электролит с одноименным ионом, входящим в состав осадка, например, FeCl3.

Добавление пептизатора к небольшому количеству осадка в водной среде приводит к тому, что ионы Fe3+ проникают в глубь осадка и разрыхляют его, постепенно дробя до коллоидной дисперсности. Дробление называют химическим потому, что ионы непросто проникают в осадок, а, взаимодействуя с его частицами, образуют дисперсную фазу положительного заряда. Ионы Fe3+ являются зарядообразующими в составе коллоидных частиц получающегося золя, а ионы Cl? противоионами.

Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими, кинетическими и электрическими свойствами (специфика связана с размерами и зарядом коллоидных частиц) и характеризуются высокой кинетической и агрегативной устойчивостью.

Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперсной фазы, их слипанию. Этот процесс называют коагуляцией. Коагуляция вызывает нарушение кинетической устойчивости системы, которая приводит к образованию осадка (коагулята). Этот процесс называют седиментацией.

Примерный состав коагулята золей сульфида сурьмы и гидроксида железа выражают формулами:


[(mSb2S3)?nHS??nH+]0;

[(mFe(OH)3?nFe3+?3nCl?]0.

Выполнение работы


Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) методом конденсации

Пробирку заполнить водой (примерно до половины ее объема) и поставить в горячую водяную баню. Через 5-7 минут внести в пробирку 2-3 капли концентрированного раствора FeCl3. Наблюдать образование краснооранжевого золя Fe(OH)3. Раствор сохранить для опыта 3.

Требование к результатам опыта

Указать состав ядра коллоидной частицы полученного золя, состав коллоидной частицы, состав мицеллы.

Опыт 2. Получение золя гидроксида железа (III) методом диспергирования осадка Fe(OH)3

В стакан объемом 50 мл налить 25 мл воды и добавить 10 капель 20 %-го раствора хлорида железа FeCl3. Перемешать содержимое стакана и после этого добавить по каплям раствор гидроксида аммония NH4OH до полного осаждения гидроксида Fe(OH)3.

После того как осадок уплотнится на дне стакана, осторожно слить с него избыток раствора. Осадок промыть 2-3 раза, добавляя к нему небольшие порции воды и сливая эту воду после того, как между ними и осадком четко обозначится граница раздела.

К осадку гидроксида железа (III) прилить 25 мл H2O и 3 капли 20 %-го раствора FeCl3. Смесь хорошо перемешать. Для ускорения процесса пептизации нагреть раствор на водяной бане. Прекратить нагревание, когда раствор приобретет устойчивую краснооранжевую окраску.

Требование к результатам опыта

Составить схему строения мицеллы золя гидроксида железа (III) в растворе хлорида железа FeCl3.

Опыт 3. Коагуляция золя гидроксида железа электролитами

Разлить в три пробирки золь гидроксида железа, полученный в опыте 1. По каплям прибавить в первую пробирку NaCl , во вторую - Na2SO4 , в третью - Na2HPO4. Считать число капель до изменения вида раствора (появления мути и осадка).

Требования к результатам опыта

. Написать формулу мицеллы золя гидроксида железа.

. Объяснить влияние заряда коагулирующего иона на время, проходящее до начала коагуляции.


Примеры решения задач


Пример 10.1. Золь иодида серебра получен при добавлении к раствору AgNO3 избытка KI. Определить заряд частиц полученного золя и написать формулу его мицеллы.

Решение. При смешивании растворов AgNO3 и KI протекает реакция

+ KI (изб.) = AgI + KNO3.


Ядро коллоидной частицы золя иодида серебра состоит из агрегата молекул (mAgI) и зарядообразующих ионов I?, которые находятся в растворе в избытке и обеспечивают коллоидным частицам отрицательный заряд. Противоионами являются гидратированные ионы калия. Формула мицеллы иодида серебра имеет вид {[(mAgI)·nI?·(n-x)К+·yH2O]x? + xК+?zH2O}0.

Пример 10.2. Золь кремневой кислоты был получен при взаимодействии растворов K2SiO3 и HCl. Написать формулу мицеллы золя и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к катоду.

Решение. Образование золя кремневой кислоты происходит по реакции

2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2KCl.


Чтобы двигаться к катоду (отрицательному электроду) противоионы должны иметь положительный заряд, а коллоидные частицы золя должны быть заряжены отрицательно. На электронейтральном агрегате частиц (mH2SiO3) адсорбируются ионы элемента, входящего в состав ядра. Таковыми являются ионы HSiO3?, которые образуются в результате гидролиза соли K2SiO3:

2SiO3 + H2O KHSiO3 + KOH или в ионной форме

SiO32? + H2O HSiO3? + OH?.


Ионы HSiO3?, адсорбируясь на поверхности частиц золя кремниевой кислоты, сообщают им отрицательный заряд. Противоионами являются гидратированные ионы водорода H+. Формула мицеллы золя кремневой кислоты


{[(mH2SiO3) ·nHSiO3?·(n-x)H+?yH2O]x? + xH+?zH2O}.


Так как коллоидные частицы золя кремневой кислоты заряжены отрицательно за счет ионов HSiO3?, то, следовательно, в избытке был взят K2SiO3.

Пример 10.3. Какого из веществ, K2SO4 или KCl, потребуется меньше, чтобы вызвать коагуляцию коллоидного раствора гидроксида железа (II), полученного по реакции FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl?

Решение. Из формулы коллоидной частицы золя гидроксида железа (II) [(mFe(OH)2·nFe2+ 2(n-x)Cl??yH2O]2x+ видно, что частицы золя имеют положительный заряд. Коагуляцию золя вызывает тот из ионов прибавленного электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидной частицы. В данной задаче - это ионы SO42? и Cl?. Коагулирующая способность иона определяется его зарядом - чем больше заряд иона, тем больше его коагулирующая способность. Заряд иона SO42? больше заряда иона Cl?, поэтому, чтобы вызвать коагуляцию коллоидного раствора гидроксида железа (II), раствора K2SO4 потребуется меньше, чем раствора KCl.

Пример 10.4. Составить схему строения мицеллы золя гидроксида меди (II) в растворе хлорида меди.

Решение. В состав мицеллы гидроксида меди входят: агрегат молекул (mCu(OH)2), адсорбированный слой, состоящий из зарядообразующих ионов меди Cu2+ и гидратированных противоионов хлора, и диффузный слой гидратированных противоионов хлора. Схема строения мицеллы гидроксида меди


{[(mCu(OH)2·nCu2+ 2(n-x)Cl??yH2O]2x+ + 2xCl??zH2O}.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить схему строения мицеллы золя сульфида мышьяка As2S3 в растворе сульфида натрия.

.2. Какой из солей: Ca(NO3)2, NaNO3 или Al(NO3)3 потребуется меньше для коагуляции золя хлорида серебра?

.3. Составить схему строения мицеллы золя сульфата бария в растворе сульфата натрия.

.4. Образование золя сульфата бария происходит по реакции


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


Написать формулу мицеллы золя BaSO4 и определить, какой из электролитов был в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к аноду.

.5. Составить схему строения мицеллы золя кремниевой кислоты в растворе силиката натрия.

.6. При пропускании избытка сероводорода в раствор AsCl3 получили золь сульфида мышьяка As2S3. Определить знак заряда частиц золя и написать формулу мицеллы золя сульфида мышьяка.

.7. Золь иодида свинца был получен по реакции


Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3.


Составить формулу мицеллы золя иодида свинца и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если при электрофорезе противоионы двигались к аноду (положительному электроду).

.8. Составить схему строения мицеллы золя кремниевой кислоты в растворе соляной кислоты.

.9. Какого электролита, FeCl3 или AgNO3, нужно взять в избытке, чтобы частицы золя хлорида серебра в электрическом поле двигались к аноду? Написать формулу мицеллы золя.

.10. Составить схему строения мицеллы гидроксида железа (III) в растворе соляной кислоты.

.11. Составить схему строения мицеллы оловянной кислоты H2SnO3 в растворе станната калия K2SnO3.

.12. Какой из солей, NaCl, Na2SO4 или Na3PO4, потребуется больше для коагуляции золя гидроксида железа (III), частицы золя которого заряжены положительно?

.13. Золь бромида серебра был получен по реакции

3 + NaBr = AgBr + NaNO3.


Составить формулу мицеллы золя и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если при электрофорезе частицы золя двигались к катоду.

.14. Составить схему строения мицеллы гидроксида железа (III) в растворе хлорида железа (III).

.15. Какого из веществ, хлорида алюминия AlCl3, нитрата бария Ba(NO3)2 или сульфата калия K2SO4, потребуется меньше для коагуляции золя кремниевой кислоты, частицы которого заряжены отрицательно?

.16. Составить схему строения мицеллы сульфида сурьмы (III) в растворе сульфата калия.

.17. Золь сульфида кадмия был получен по реакции

(NO3)2 + Na2S = CdS + Na2S.


Составить формулу мицеллы золя сульфида кадмия и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если при электрофорезе противоионы двигались к аноду.

.18. Золь хлорида свинца был получен по реакции


Pb(NO3)2 + 2NaCl = PbCl2+ 2NaNO3.


Составить формулу мицеллы золя и определить, какой из электролитов был взят в избытке, если при электрофорезе частицы золя двигались к катоду (отрицательному электроду).

.19. При пропускании избытка сероводорода в раствор SbCl3 получили золь сульфида сурьмы Sb2S3. Определить знак заряда частиц золя и написать формулу мицеллы золя сульфида сурьмы.

.20. Представить строение мицеллы оксида олова (IV) в растворе K2SnO3.


Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции


Цель работы: изучить понятия «степень окисления», «окислительно-восстановительные реакции (ОВР)», «окислитель», «восстановитель», «процессы окисления и восстановления», научиться составлять уравнения ОВР с помощью метода электронного баланса, определять тип ОВР.

Задание: провести опыты и выявить влияние реакции среды на ОВР с участием перманганата калия; опытным путем определить окислительно-восстановительные функции нитрита калия; проделать внутримолекулярную реакцию и реакцию диспропорционирования. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление - процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента.

Окисление и восстановление - взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно.

Окислителями называются вещества (атомы, ионы или молекулы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями - вещества, отдающие электроны. Окислителями могут быть атомы галогенов и кислород, положительно заряженные ионы металлов (Fe3+, Au3+, Hg2+, Cu2+, Ag+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления (KMnO4, K2Cr2O7, NaBiO3 и др.), атомы неметаллов в положительной степени окисления (HNO3, концентрированная H2SO4, HClO, HClO3, KClO3, NaBrO и др.).

Типичными восстановителями являются почти все металлы и некоторые неметаллы (углерод, водород) в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2?, I?, Br?, Cl? и др.), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cu+ и др.).

Соединения, содержащие элементы в максимальной или минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4, PbO2), или только восстановителями (KI, Na2S, NH3). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции, оно может быть либо окислителем, либо восстановителем. Например, нитрит калия KNO2, содержащий азот в степени окисления +3, пероксид водорода H2O2, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка:

а) написать формулы исходных веществ. Определить степень окисления элементов, которые могут ее изменить, найти окислитель и восстановитель. Написать продукты реакции;

б) составить уравнения процессов окисления и восстановления. Подобрать множители (основные коэффициенты) так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении;

в) расставить коэффициенты в уравнении реакции

Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 = Cr2+3(SO4)3 + 3S0 + K2SO4 + 7H2O


ок-ль восст-ль среда

S-2 - 2? ? S0 ½3 ? окисление

Cr+6 + 6? ? 2Cr+3 ½1 ? восстановление


Характер многих окислительно-восстановительных реакций зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего используют разбавленную серную кислоту, для создания щелочной - растворы гидроксидов натрия или калия.

Различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции - это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе разных веществ. Рассмотренная выше реакция относится к этому типу. К внутримолекулярным относятся реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в одном и том же веществе.


KCl+5O3?2 = 2KCl?1 + 3O20


ок-ль в-ль


Сl+5 + 6? ? Cl? ½2 ? восстановление

O?2 - 4? ? O20 ½3 ? окисление


В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.


3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH


ок-ль

в-ль

Mn+6 - ? ? Mn+7 ½2 ?окисление

Mn+6 + 2? ? Mn+4 ½1 ?восстановление


Выполнение работы


Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

В три пробирки налить по 2-3 мл раствора перманганата калия KMnO4. В первую пробирку прилить 1-2 мл разбавленной серной кислоты, во вторую 1-2 мл воды, в третью - 1-2 мл концентрированного раствора щелочи.

В каждую пробирку добавить по 2-3 мл свежеприготовленного раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметить наблюдения, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO4?, бесцветная или слабо-розовая ? для ионов Mn2+, зеленая - для ионов MnO42?, бурый цвет имеет осадок MnO2.

Требования к результатам опыта:

. Написать уравнения реакций. В каждой реакции указать окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, щелочной и нейтральной среде.

Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита калия

В две пробирки налить по 2-3 мл раствора нитрита калия KNO2. Добавить в каждую из них по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из них прилить раствор дихромата калия K2Cr2O7, в другую - раствор иодида калия KI. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций. Указать в каждой реакции окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных функциях KNO2 в проведенных реакциях.

. Сделать общий вывод, какие вещества могут проявлять окислительно- восстановительную двойственность.

Опыт 3. Реакция диспропорционирования

Поместить в пробирку 1-2 кристалла йода I2, 3-5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH (или KOH). Наблюдать появление желтой окраски раствора, характерной для свободного иода.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в щелочной среде является йодат натрия NaIO3 (или KIO3).

. Сделать общий вывод, какие вещества могут участвовать в реакциях диспропорционирования.

Опыт 4. Внутримолекулярная реакция (групповой)

В форфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония, указать окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

Примеры решения задач

Пример 11.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К2Cr2O7 и ионе (СrО2)?.

Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Br2, S, O2, равна нулю.

Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:

. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна -2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2-1, Na2+1O2-1 и фторид кислорода О+2F2.

. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.

. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) (+2); фтор (-1).

. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе - заряду иона.

Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:

) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2):


К2+1Сr2хO7-2;


) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:


К2+1Сr2х O7-2; 2(+1)+ 2x + 7 (-2) = 0; x = + 6.


Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:


(СrхО2?2)?; x + 2 (-2) = -1; x = + 3.


Пример 11.2. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, KNO2, KNO3, определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Решение. Возможные степени окисления азота: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях степени окисления азота равны: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N-3H3 - только восстановитель, KN+3O2 - и окислитель и восстановитель, KN+5O3 - только окислитель.

Пример 11.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H2S; б) MnO2 и HCl; в) MnO2 и NaBiO3?

Решение. а) в HBr с.о. (Br) = -1 (низшая), в H2S с.о. (S) = -2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в HCl с.о. (Cl) = -1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO2 является окислителем;

в) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в NaBiO3 с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO2 в этом случае будет восстановителем.

Пример 11.4. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

+ KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O.


Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют:

KMn+7O4+ KN+3O2+H2SO4 ® Mn+2SO4+ KN+5O3 +K2SO4+H2O.


ок-ль восст-ль среда

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:


N+3 - 2? ? N+5 5 окисление


Mn+7 + 5? ? Mn+2 2 восстановление


Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь следующий вид:


KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.


Пример 11.5. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам: а) Mg + HNO3 (разб.) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;


б) KClO3 ® KCl + O2; в) К2MnO4 + H2О ® КMnO4 + MnO2 + KOH.


В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:


Mg0 + 10HN+5O3 = 4Mg+2(NO3)2 +N?3H4NO3 +3H2O (1)

в-ль ок-ль, среда

Mg0 - 2? ? Mg+2 4 окисление


N+5 + 8? ? N-3 1 восстановление;

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20 (2)

ок-ль в-ль

2O-2 - 4? ? O20 3 окисление


Cl+5 + 6? ? Cl-1 2 восстановление;

3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4КОН (3)

в-ль,

ок-ль

Mn+6 -1? ?Mn+7 2 окисление


Mn+6 + 2? ? Mn+4 1 восстановление.


Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель - разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент ? марганец, значит, это реакция диспропорционирования.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. а). Исходя из степени окисления серы в веществах S, H2S, Na2SO3, H2SO4, определить, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какие могут быть и окислителем, и восстановителем. Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:


NaI + NaIO3+ H2SO4 ® I2+ Na2SO4 + H2O.


Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

.2. Реакции выражаются схемами:


Zn + HNO3 (разб) ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O;+ K2Cr2O7 + H2SO4 ® Sn(SO4)2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O.


Составить электронные уравнения, подобрать коэффициенты, указать, какое вещество в каждой реакции является окислителем, какое восстановителем.

.3. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

-3 ® P+5; N+3 ® N-3; Cl- ® (ClO3)-; (SO4)2? ® S-2.


б). Реакция выражается схемой

4 + H2S + H2SO4 ® MnSO4 + S + K2SO4 + H2O.


Определить окислитель и восстановитель, на сновании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции.

.4. а). Могут ли протекать окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) Cl2 и H2S; б) KBr и KBrO; в) HI и NH3? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты, определить тип окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

2 + PbO2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.


.5. а). Возможные степени окисления железа в соединениях +2, +3, +6. Определить, какое из веществ может быть только восстановителем, только окислителем и какое - и окислителем и восстановителем: FeSO4, Fe2O3, K2FeO4. Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты для веществ в уравнении реакции, идущей по схеме

3 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O.


.6. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

+3 ® As+5; (CrO4)2- ® (CrO2)-; (MnO4)- ® (MnO4)2-; Si+4 ® Si0.


б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в реакции, идущей по схеме H2S + H2SO3 ® S + H2O.

.7. Реакции выражаются схемами:

® NaNO2 + O2;+ KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O.

Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

.8. См. условие задания 11.7.

+ KBrO3 + H2SO4 ® Br2 + K2SO4 + H2O;4NO3 ® N2O + H2O.


.9. См. условие задания 11.7.

S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2 O; ® NaBrO3 + NaBr.


.10. а). Исходя из степени окисления хлора определить и дать мотивированный ответ, какое из соединений Cl2, HCl, HClO4 является только окислителем, только восстановителем и какое из них может иметь функцию и окислителя, и восстановителя.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме HNO3 + Bi ® NO + Bi(NO3)3 + H2O.

.11. См. условие задания 11.7.

3AsO3 + KMnO4 + H2SO4® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

AgNO3 ® Ag + NO2 + O2.


.12. а). Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H2S и Br2; б) HI и HIO3; в) KMnO4 и K2Cr2O7? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 ® O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.


.13. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:


(BrO4)- ® Br2; Bi ® (BiO3)-; (VO3)-®V; Si-4 ® Si+4.


б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

+ KMnO4 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.


.14. См. условие задания 11.7.

SO3 + Na2S + H2SO4 ® S + Na2SO4 + H2O;4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2.


.15. а). Могут ли идти окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) PbO2 и KBiO3; б) Н2S и Н2SO3; в) H2SO3 и HClO4? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме S + KOH ® K2SO3 + K2S + H2O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

.16. См. условие задания 11.7.


(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O;+ HNO3 + H2O ® H3PO4 + NO.


.17. См. условие задания 11.7.(OH)2 + I2 ® Ba(IO3)2 + BaI2 + H2O;

MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O.


.18. См. условие задания 11.7.

+ H2O2 + KOH ® Ag + O2 + KNO3 + H2O;

Ni(NO3)2 ® NiO + NO2 + O2.


.19. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам

2 ® HNO3 + NO + H2O;

Cr2O3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O.


Указать окислитель и восстановитель в каждой реакции, определить ее тип.

.20. См. условие задания 11.7.

+ O2 + NaOH ® Na2SiO3 + H2O;

NH4NO2 ® N2 + H2O.


Лабораторная работа 12. Коррозия металлов


Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии.

Задание: провести опыты и выявить влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте; роль оксидной пленки в ослаблении коррозии; защитные свойства катодных и анодных покрытий. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный - окисление металла:


М - n? ? Mn+ ,


катодный - восстановление окислителя:

Ox + n? ? Red.


Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O2 воздуха и ионы H+ электролита. Восстановление на катоде молекул О2 и ионов Н+ протекает по уравнениям:


O2 + 2H2O + 4 = 4OH? ? в щелочной или нейтральной среде,

H+ + 2 = H2 ? в кислой среде.


Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в присутствии электролита - соляной кислоты - возникает гальванический элемент:


(анод) (?) Fe | HCl | Cu (+) (катод)


и происходит электрохимическая коррозия.


На аноде идет процесс окисления: Fe0 ? 2? = Fe2+

На катоде - процесс восстановления: 2H+ + 2? = H2


В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент (?) Fe | H2O, О2 | Cu (+) и процесс коррозии выражается уравнениями:


на аноде Fe0 ? 2? = Fe2+

на катоде O2 + 2H2O + 4? = 4OH?

Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2.


Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3. Далее Fe(OH)3 частично теряет воду и превращается в ржавчину.

Одним из важнейших методов защиты металлов от коррозии являются защитные покрытия металлов, которые изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа (анодное покрытие) будет разрушаться хром: (?) Cr | HCl | Fe (+)


на аноде Cr0 ? 3? = Cr3+

на катоде 2H+ + 2? = H2.


В случае никелированного железа (катодное покрытие) разрушается железо: (?) Fe | HCl | |Ni (+)


на аноде Fe0 ? 2? = Fe2+

на катоде 2H+ + 2? = H2.


Выполнение работы


Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте

В пробирку налить 2?3 мл разбавленной соляной кислоты и бросить в нее кусочек цинка. Что наблюдается? В этот раствор поместить медную проволоку, не дотрагиваясь до кусочка цинка. Выделение водорода на меди не происходит (почему?). Ввести медную проволоку глубже, до соприкосновения с цинком. На поверхности меди появляются пузырьки водорода.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой.

. Составить схему гальванической пары, возникающей при контакте цинка с медью. Написать уравнения электродных и токообразующей реакций.

. Сделать вывод, как влияет образование гальванопары на процесс растворения цинка в кислоте.

Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии

В пробирку налить 1-2 мл концентрированного раствора щелочи и опустить туда алюминиевую проволоку. Примерно через минуту оксидная пленка растворится, после чего ополоснуть проволоку водой и поместить в раствор нитрата ртути. Алюминий как более активный металл вытесняет ртуть и образует с ней амальгаму (сплав алюминия с ртутью), препятствующую возникновению защитной пленки на поверхности алюминия.

Амальгамированный алюминий ополоснуть водой и оставить на воздухе. Через некоторое время наблюдать образование продукта коррозии - рыхлых хлопьев гидроксида алюминия.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с Hg(NO3)2.

. Составить схему гальванопары (металлы - Al, Hg, электролит - Н2О, О2), написать уравнения анодного и катодного процессов и токообразующей реакции. Указать продукт коррозии алюминия.

. Сделать вывод о роли защитной пленки в ослаблении коррозии.

Опыт 3. Защитные свойства металлических покрытий

Налить в пробирку 2-3 мл раствора сульфата железа (II) и прибавить несколько капель гексацианоферрата (III) калия, который является реактивом на катион Fe2+. Наблюдать образование синего осадка КFe[Fe(CN)6].

В две пробирки налить по 2-3 мл раствора серной кислоты и по две капли раствора K3[Fe(CN)6]. В одну из пробирок опустить полоску оцинкованного железа, в другую - луженого железа. Через несколько минут в одной из пробирок (какой?) наблюдается интенсивное синее окрашивание.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение качественной реакции на ион Fe2+:

4 + К3[Fe(CN)6] =… .


. Составить схемы образующихся гальванопар (Fe - Zn; Fe - Sn) в кислой среде и написать уравнения электродных и токообразующих реакций.

. Сделать вывод, какой металл разрушается в случае нарушения анодного и катодного покрытия.


Примеры решения задач


В узлах кристаллической решетки металлов расположены атомы и положительно заряженные ионы. Между узлами перемещаются валентные электроны. Эти электроны не имеют связи с отдельными ионами, а являются общими, принадлежащими всем ионам металла.

Если погрузить металл в воду или раствор его соли, то часть ионов металла, находящихся на поверхности, взаимодействует с полярными молекулами воды и переходит в раствор в виде гидратированных ионов. Вследствие этого раствор вблизи поверхности металла заряжается положительно, а на самом металле создается избыток электронов, придающих металлу отрицательный заряд.

Таким образом, на границе металл - раствор образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала. Разность потенциалов, которая возникает на границе металл - раствор, называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно. Поэтому электродные потенциалы определяют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят за ноль.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом называется стандартным электродным потенциалом металла. Обозначается j0, измеряется в вольтах (В). Значения некоторых стандартных электродных потенциалов приведены в табл. Б.4.

Расположенные в порядке увеличения стандартного электродного потенциала металлы образуют ряд напряжений металлов. Положение металла в ряду напряжений определяет относительную окислительно-восстановительную способность металла и его ионов. Чем меньшее значение имеет стандартный электродный потенциал металла, тем более сильным восстановителем он является. Чем больше потенциал металлического электрода, тем более высокой окислительной способностью обладают его ионы. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы, которые имеют большее значение электродного потенциала - более активный металл замещает менее активный.

Последовательность металлов в ряду напряжений сохраняется только для стандартной температуры (25 °С) и концентрации ионов металла в растворе 1 моль/л. При других концентрациях электролита электродный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:


j = j° + lg C,

где j° ? стандартный электродный потенциал, n - число электронов, участвующих в электродной реакции; C - концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Если два электрода, погруженные в растворы электролитов, соединить металлическим проводником, образуется гальванический элемент. Гальваническими элементами называют устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию.

Так, реакция CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля - Якоби, схема которого


(-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 |Cu (+)


отражает систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn | Zn2+ - электрод, имеющий меньшее значение электродного потенциала, отрицательный полюс (-), на нем протекает процесс окисления - анодная реакция: Zn -2? = Zn2+. Справа - катод Cu2+| Cu - электрод, имеющий большее значение электродного потенциала, положительный полюс (+), на нем протекает процесс восстановления - катодная реакция: Cu2+ + 2? = Cu. Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное и катодное пространство.

Суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей. В случае элемента Даниэля - Якоби токообразующая реакция имеет вид

+ + Zn = Cu + Zn2+.


Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС). Обозначается E, измеряется в вольтах. ЭДС элемента равна разности потенциалов катода и анода:

= j к - j а.


Стандартная ЭДС равна разности стандартных электродных потенциалов катода и анода: E° = j°к- j°а Так, для элемента Даниэля - Якоби стандартная ЭДС равна E° = j°Сu2+/Cu - j°Zn2+/Zn = +0,337 - (-0,763) = +1,100 В.

Окислительно-восстановительная реакция, характеризующая работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС имеет положительное значение. В этом случае DG°х.р. < 0, так как энергия Гиббса химической реакции и ЭДС связаны соотношением


DG° = - nE°F,


где n - число электронов, участвующих в электродной реакции; F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл; E° - стандартная ЭДС.

Гальванический элемент, состоящий из двух электродов одного и того же металла, погруженных в растворы его соли разной концентрации, представляет собой концентрационный элемент. В этом случае электрод, погруженный в раствор электролита с меньшей концентрацией ионов металла, будет анодом. В качестве катода будет выступать электрод, опущенный в электролит с большей концентрацией ионов металла.

Пример 12.1. Определить ЭДС концентрационного серебряного элемента с концентрациями ионов серебра, равными 10-1 моль/л у одного электрода и

-4 моль/л у другого при 298 К.

Решение. Схема такого гальванического элемента Ag½Ag+||Ag+½Ag. По уравнению Нернста рассчитываем потенциалы двух серебряных электродов.

Для первого электрода


j Ag+/Ag = j°Ag+/Ag + 0,059 lg10-1 = 0,799 + 0,059×(-1) = 0,74 В.


Для второго электрода


j Ag+/Ag = j°Ag+/Ag + 0,059 lg10-4 = 0,799 + 0,059×(-4) = 0,563 В.


Первый электрод с большим значением потенциала в данном элементе является катодом, второй - анодом. ЭДС рассчитываем по формуле

= j к - j а = 0,74 - 0,563 = 0,177 В.


Пример 12.2. Рассчитать ЭДС элемента Cd½Cd2+ || Ni2+½Ni при концентрации ионов Cd2+ и Ni2+, равных соответственно 0,1 и 0,001 моль/л.

Решение. Используя уравнения Нернста и данные таблицы стандартных электродных потенциалов, рассчитываем электродные потенциалы Cd и Ni:


j Сd2+/Cd = j° Сd2+/Cd + lg10-3 = -0,403 + 0,0295×(-3) = -0,4915 В;

j Ni2+/Ni = j°Ni2+/Ni + lg10-1 = -0,250 + 0,0295×(-1) = -0,2795 В.


Так как j Сd2+/Cd < j Ni2+/Ni , то токообразующей в этом гальваническом элементе является реакция Cd0 + Ni2+ = Cd2+ + Ni0. Рассчитываем ЭДС элемента

= j Ni2+/Ni - j Сd2+/Cd = -0,2795 - (-0,4915) = 0,212 В.


Пример 12.3. Исходя из значений стандартных электродных потенциалов и DG°х.р., указать, можно ли в гальваническом элементе осуществить реакцию Pb2+ + Ti = Pb + Ti2+. Составить схему гальванического элемента, написать уравнения электродных реакций.

Решение. В соответствии с уравнением реакции схему гальванического элемента можно представить следующим образом:


(-) Ti½Ti2+|| Pb2+½Pb (+).


Уравнения электродных реакций имеют вид:


на аноде Ti0 - 2? ® Ti2+

на катоде Pb2++ 2? ® Pb0


Рассчитываем стандартное значение ЭДС:

° = j°к - j°а = j° Pb2+/Pb - j° Ti2+/Ti = -0,126 - (-1,628) = 1,502 B.


Энергию Гиббса рассчитываем по уравнению DG = -nE°F = -2×1,502×96500 = = -289,9 кДж. Так как DG° < 0, токообразующая реакция возможна.

Пример 12.4. Как изменится масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) MgSO4; в) Pb(NO3)2? Почему? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

Решение. В соответствии со значениями стандартных электродных потенциалов ионы меди и свинца по отношению к цинку будут проявлять окислительную активность. При контакте с растворами CuSO4 и Pb(NO3)2 будут протекать реакции растворения цинка и осаждения соответствующего металла:


а) CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4, Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+;

б) Pb(NO3)2 + Zn = Pb + Zn(NO3)2,Pb2+ + Zn = Pb + Zn2+.


Один моль эквивалентов цинка (32,69 г/моль) будет замещаться на один моль эквивалентов меди (31,77 г/моль) или свинца (103,6 г/моль). Учитывая молярные массы эквивалентов этих элементов, в растворе CuSO4 масса цинковой пластины будет незначительно уменьшаться, а в растворе Pb(NO3)2 - заметно увеличиваться.

Стандартный потенциал магния имеет меньшее значение, чем потенциал цинка. Это означает, что ионы магния не могут окислять цинковую пластинку. Поведение цинка в таком растворе аналогично окислению цинковой пластинки в воде: Zn - 2? = Zn2+. Протекание такого процесса приведет к малозаметному снижению массы цинковой пластинки.

Пример 12.5. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием, во влажном воздухе и в кислом растворе (НСl)? Составить уравнения анодного и катодного процессов. Привести схемы образующихся при этом гальванических элементов. Определить состав продуктов коррозии.

Решение. Цинк имеет меньшее значение потенциала (-0,763 В), чем кадмий

(-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий - катодом. Следовательно, цинк растворяется, а на поверхности кадмия идет восстановление: в кислом растворе - ионов водорода, во влажном воздухе - растворенного в воде кислорода.


Анодный процесс Zn - 2? = Zn2+.

Катодный процесс 2Н+ + 2? ® Н2 (в кислом растворе);

О2 + 2Н2О + 4? ® 4ОН- (во влажном воздухе).


Схема образующегося гальванического элемента во влажном воздухе:


(-) Zn | O2, H2O½Cd (+).


Схема образующегося гальванического элемента в кислом растворе:


(-) Zn½HCl½Cd (+).


Во влажном воздухе ионы Zn2+ с гидроксильными группами, выделяющимися на катоде, образуют малорастворимый гидроксид цинка Zn(ОН)2, который и является продуктом коррозии.

В кислой среде на поверхности кадмия выделяется газообразный водород. В раствор переходят ионы Zn2+.

Пример 12.6. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадает в кислую среду (HCl)? Привести уравнения анодного и катодного процессов, схему образующегося гальванического элемента. Каков состав продуктов коррозии?

Решение. По положению в ряду напряжений металлов видно, что хром более активный металл (j°Сr3+/Cr = -0,744 В), чем медь (j°Сu2+/Cu = 0,337 В). В образованной гальванической паре Cr - анод, он окисляется, а Cu - катод, на ее поверхности выделяется (восстанавливается) водород из HCl.


Анодный процесс: Cr -3? = Cr3+

Катодный процесс в кислой среде: 2Н+ + 2? ® Н2

Схема гальванического элемента: (-) Cr½HCl½Cu (+)

Появляющиеся ионы Cr3+ образуют с хлорид-анионами (из HCl) растворимое соединение - CrC13, на поверхности меди выделяется Н2.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. а). Чему равна величина ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и серебряного электродов, погруженных в растворы их солей? Привести схему гальванического элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе. (Ответ: 1,562 В).

б). Возможна ли электрохимическая коррозия алюминия, контактирующего со свинцом в нейтральном водном растворе, содержащем растворенный кислород? Если да, то написать уравнения реакций анодного и катодного процессов. Составить схему образующегося гальванического элемента.

.2. а). Чему равна величина ЭДС цинкового концентрационного элемента, составленного из двух цинковых электродов, опущенных в растворы с концентрациями ионов Zn2+, равными 10-2 и 10-6 моль/л? Привести схему такого элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе.

(Ответ: 0,118 В).

б). Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составить уравнения анодного и катодного процессов. Привести схемы образующихся гальванических элементов.

12.3. а). Имеется гальванический элемент, в котором протекает токообразующая реакция Ni + Cu2+ = Cu + Ni2+. Привести схему такого элемента, написать уравнения электродных процессов.

б). Изделие из алюминия склепано с медью. Какой из металлов будет подвергаться коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду (HCl)? Составить уравнения происходящих при этом процессов, привести схему образующегося гальванического элемента. Определить продукты коррозии.

12.4. а). Составить схему, написать уравнения токообразующей и электродных реакций для гальванического элемента, у которого один из электродов кобальтовый (СCо2+ = 10-1 моль/л), а другой - стандартный водородный. Рассчитать ЭДС элемента при 298 К. Как изменится ЭДС, если концентрация ионов Со2+ уменьшить в 10 раз? (Ответ: 0,307 В; 0,336 В).

б). Составить уравнения анодного и катодного процессов при коррозии пары магний - свинец в кислой среде и во влажном воздухе. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

.5. а). Каково значение ЭДС элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в растворы солей этих металлов с концентрациями их ионов 1 моль/л? Изменится или нет ЭДС этого элемента и почему, если концентрации ионов металлов будут составлять 0,001 моль/л? Составить уравнения электродных и токообразующей реакций. Привести схему гальванического элемента. (Ответ: 0,463 В).

б). Привести по одному примеру катодного и анодного покрытия для кобальта. Составить уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.

.6. а). Составить схему, привести уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из медных электродов, опущенных в растворы СuSO4 с концентрациями 0,01 и 0,1 моль/л. (Ответ: 0,0295 В).

б). К какому типу покрытий относятся олово на меди и на железе? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии указанных пар в нейтральной среде? Написатьуравнения катодных и анодных реакций.

.7. а). После нахождения в растворах каких из приведенных солей масса кадмиевой пластинки увеличится или уменьшится: а) MgCl2; б) Hg(NO3)2; в) CuSO4; г) AgNO3; д) CaCl2? Ответ обосновать.

б). Медное изделие покрыли серебром. К какому типу относится такое покрытие - к анодному или катодному? Составить уравнения электродных процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты. Привести схемы образующихся при этом гальванических элементов.

.8. а). Составить схему, привести уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, которые опущены в растворы своих солей с концентрацией ионов Pb2+ и Mg2+, равных 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить в 100 раз? Ответ обосновать. (Ответ: 2,237 В).

б). В воду, содержащую растворенный кислород, опустили никелевую пластинку и никелевую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии никеля происходит интенсивнее? Почему? Составить уравнения анодного и катодного процессов для пластинки покрытой медью.

.9. а). В два сосуда с голубым раствором сульфата меди поместили в первый хромовую пластинку, а во второй платиновую. В каком сосуде цвет раствора постепенно исчезает? Почему? Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

б). Какой металл целесообразнее выбрать для протекторной защиты железного изделия: цинк, никель или кобальт? Почему? Составить уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии?

12.10. а). Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых оловянная пластинка была бы катодом, а в другом анодом. Написать для каждого из этих элементов уравнения электродных (катодных и анодных) процессов и токообразующих реакций.

б). Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия при атмосферной коррозии? Какое это покрытие катодное или анодное? Составить схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента.

.11. а). Составить схему гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция: Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb. Написать уравнения электродных (катодных и анодных) процессов. Вычислить ЭДС этого элемента, если СNi2+ = 0,01 моль/л, а СPb2+ = 0,0001 моль/л. (Ответ: 0,065 В).

б). Рассчитать энергию Гиббса реакции 2Ме + 2Н2О (ж) + О2 = 2Ме(ОН)2

и определить, какой из металлов - магний или медь, интенсивнее будет корродировать во влажном воздухе. Стандартные энергии Гиббса образования G° Mg(OH)2, Cu(OH)2, H2O (ж) соответственно равны -833,7;

,9; -237,3 кДж/моль.

.12. а). Вычислить электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация Zn2+ составляет 0,1 моль/л. Как изменится значение потенциала при разбавлении раствора в 100 раз? (Ответ: -0,79 В; -0,85 В).

б). Какой из металлов - алюминий или золото, будет подвергаться коррозии во влажном воздухе по уравнению: 4Ме + 6Н2О (ж) + 3О2 = 4Ме(ОН)3.

Ответ обосновать, рассчитав энергию Гиббса реакции. Стандартные энергии Гиббса образования G° Al(OH)3, Au(OH)3, H2O (ж) соответственно равны

,7; -289,9; -237,3 кДж/моль.

.13. а). Составить схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения Е° и DG°. Определить направление протекания токообразующей реакции. (Ответ: 0,473 В; -91,3 кДж).

б). Какие из перечисленных металлов могут быть использованы для протекторной защиты железного изделия в присутствии электролита, содержащего растворенный кислород в нейтральной среде: алюминий, хром, серебро, кадмий? Привести уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии?

12.14. а). Составить схему гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженными в растворы их солей с концентрациями ионов металлов 0,01 моль/л. Привести уравнения токообразующих реакций и электродных процессов. Рассчитать ЭДС. (Ответ: 0,314 В).

б). Изделие из хрома спаяно свинцом. Какой из металлов будет корродировать при попадании такого изделия в кислотную среду (HCl)? Привести уравнения анодного и катодного процессов и образующиеся продукты коррозии.

.15. а). Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения ЭДС и DG° и определить, будет ли работать гальванический элемент, в котором на электродах протекают реакции:

0 - 2? = Hg2+,

Pb2+ + 2? = Pb0.


(Ответ: -0,98 В; +189,1 кДж).

б). Составить уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого серебром, во влажном воздухе и в кислой среде. Определить тип покрытия - анодное или катодное? Какие продукты образуются в результате коррозии?

12.16. а). Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения ЭДС и DG° и сделать вывод о возможности протекания реакции Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag в прямом направлении.

(Ответ: 0,462 В; -89,2 кДж).

б). Какие металлы могут быть использованы в качестве анодного покрытия сплава Zn - Cd? Привести уравнения анодного и катодного процессов при коррозии такого сплава во влажном воздухе в отсутствие анодного покрытия.

.17. а). Как изменится масса хромовой пластинки после нахождения в растворах солей: а) CuSO4; б) MgCl2; в) AgNO3; г) CaCl2? Ответ обосновать.

б). Привести уравнения анодного и катодного процессов при коррозии сплава Fe - Sn во влажном воздухе и в кислой среде. Определить продукты коррозии.

12.18. а). Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк - отрицательный электрод, а в другом - положительный. Привести уравнения токообразующих реакций и электродных процессов.

б). Привести уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии сплава Al - Ni в атмосфере влажного воздуха и в кислой среде (НС1). Определить продукты коррозии.

.19. а). Электродные потенциалы железа и серебра соответственно равны -0,44 и +0,799 В. Какая реакция самопроизвольно протекает в железо-серебряном гальваническом элементе

0 + 2Ag+ = Fe2+ + 2Ag0 или 2Ag0 + Fe2+ = Fe0 + 2Ag+?


Ответ обосновать, рассчитав энергию Гиббса каждой из приведенных реакций.

б). Хромовую пластинку и пластинку из хрома, частично покрытую серебром, поместили в раствор соляной кислоты. В каком случае процесс коррозии хрома протекает более интенсивно? Почему? Привести уравнения соответствующих процессов.

.20. а). Вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из водородного электрода, опущенного в чистую воду, и оловянного электрода, опущенного в раствор с концентрацией ионов олова (II) 1 моль/л. (Ответ: 0,16 В).

б). Составить уравнения самопроизвольно протекающих реакций при атмосферной коррозии цинка и олова, находящихся в контакте. Привести схему образующегося гальванического элемента.


Лабораторная работа 13. Электролиз


Цель работы: изучить понятие «электролиз», рассмотреть анодные и катодные процессы при электролизе растворов различных солей.

Задание: провести электролиз водных растворов солей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH?). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы (Мn+, H+). Достигнув электродов, ионы разряжаются: у анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется; у катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита в окислительно-восстановительном процессе принимают участие молекулы воды. Молекулы воды сильно полярны и поэтому притягиваются и к катоду и к аноду. На катоде молекулы воды могут восстанавливаться:


Н2О + 2? = Н2 + 2ОН- (j = -0,41 В),


а на аноде - окисляться:


Н2О - 4? = 4Н+ + О2 (j = +1,23 В).

Характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется величиной стандартного электродного потенциала металла. На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно более отрицательный, чем -0,41 В, то на катоде металл восстанавливаться не будет, а произойдет восстановление молекул воды. Эти металлы расположены в ряду напряжений от Li по Al включительно. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем -0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет восстанавливаться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (примерно от олова и после него). В случае ионов металлов, имеющих значения потенциала близкие к -0,41 В (Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), в зависимости от концентрации электролита и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода, а нередко и их совместный разряд.

На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным) и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, уголь, платина). Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO42?, PO43?, NO3?), а также фторид-ионами F? на аноде происходит электрохимическое окисление воды:


H2O ? 4? ? 4H+ + O2.


Если анионы электролита бескислородны (Cl?, Br?, I?, S2?), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза.

Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется - переходит в раствор в виде ионов.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а CuCl2 c и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu2+. У анода будут окисляться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II)

2 = Cu2+ + 2Cl?

Катод (?) ? Cu2+, H2O Анод (+) ? Cl?, H2O

Cu2+ + 2? ? Cu0 2Cl? ? 2? ? Cl2


Суммарное уравнение реакции, протекающей при электролизе, имеет вид:

2 ? Cu + Cl2.


Продукты электролиза - Cu и Cl2.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а KNO3 с и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал калия (?2,924 В) значительно меньше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В), поэтому катионы K+ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO3? не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH?, образующие с ионами K+ щелочь KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H+, образующие с ионами NO3? кислоту HNO3.

Схема электролиза раствора нитрата калия

3 = K+ + NO3?

Катод (?) ? K+, H2O Анод (+) ? NO3?, H2O

2H2O + 2? ? H2 + 2OH?; 2H2O ? 4? ? O2 + 4H+;

у катода 2K+ + 2OH? ? 2KOH; у анода 2H+ + 2NO3? ? 2HNO3.


Суммарное уравнение реакции электролиза раствора KNO3


KNO3 + 4H2O ? 2H2 + О2 + 2КОН + 2HNO3.


Продукты электролиза - Н2 и О2. У катода образуется щелочь КОН


(рН > 7); у анода ? кислота HNO3 и рН < 7.


Э л е к т р о л и з р а с т в о р а NiSO4 с н и к е л е в ы м а н о д о м

В этом случае сам анод окисляется, а на катоде восстанавливаются ионы никеля.

Схема электролиза раствора сульфата никеля


Катод (?) ? Ni2+, H2O Анод никелевый ? SO42?, H2O

Ni2+ + 2? ? Ni0 Ni0 - 2? ? Ni2+


Выполнение работы


Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия

В U-образную трубку налить приблизительно до половины раствора иодида калия. Вставить в оба колена трубки угольные электроды и подключить прибор к источнику постоянного электрического тока. Наблюдать окрашивание раствора у анода и выделение газа на катоде. Почему на катоде не выделяется металлический калий? Отключить ток и прибавить 2-3 капли раствора фенолфталеина в катодное пространство. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить схему электролиза водного раствора KI . Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

. Появление каких ионов в процессе электролиза обусловливает окраску индикатора в катодном пространстве? Указать рН раствора.

Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия

В U-образную трубку налить раствор сульфата натрия. Погрузить электроды, включить ток и наблюдать выделение пузырьков газа на электродах. Через 1-2 мин отключить ток и добавить в оба колена трубки по несколько капель раствора лакмуса. Обратить внимание на различную окраску лакмуса в анодном и катодном пространстве.

Требования к результатам опыта

. Составить схему электролиза водного раствора Na2SO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

. Указать вещества, которые образуются у катода и анода и изменяют окраску индикатора. Каково значение рН в анодном и катодном пространстве?

Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди

Налить в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь угольными электродами, пропускать ток в течение 4-5 мин. Какое вещество выделяется на катоде? Выделяется ли газ на аноде?

Требования к результатам опыта

. Составить схему электролиза водного раствора CuSO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

. Назвать вещество, которое образуется у анода (в анодном пространстве) и указать рН среды.

Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом

Присоединить электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу источника тока, а другой электрод - к отрицательному полюсу, пропускать электрический ток. Наблюдать растворение меди с анода и выделение ее на катоде.

Требование к результатам опыта

Составить схему электролиза раствора сульфата меди с медным анодом. Написать уравнения электродных реакций.


Примеры решения задач


Пример 13.1. Сколько граммов никеля выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислого никеля NiSO4 тока силой 5 А в течение 10 мин? Привести схемы электродных процессов, протекающих при электролизе с инертным анодом. Определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат никеля (II) диссоциирует:

NiSO4 = Ni2+ + SO42-. Стандартный электродный потенциал никеля (-0,250 В) выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Ni2+ и выделение металлического никеля. При электролизе сернокислых солей на инертном аноде происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.


Катод (?) ¬ Ni2+, Н2О Анод (+) ¬ SO42-, Н2О

Ni2+ + 2? = Ni 2Н2О - 4? = 4Н+ + О2;

у анода 4Н+ + 2SO42- = 2Н2SO4.

Продукты электролиза - Ni и О2.

Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, определяется по законам Фарадея, математическое выражение которых имеет вид


, (1)


где m - масса вещества, выделившегося на электроде, г; Мэк - молярная масса эквивалентов этого вещества, г/моль; Q - количество электричества, прошедшего через электролит, Кл; F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/(моль?экв).

Q = I?t, где I - сила тока, А; t - время, электролиза, с. Подставляя в формулу (1) вместо Q его значение, получаем


(2).


Молярная масса эквивалентов никеля (молярная масса атомов никеля - 58,71 г/моль) равняется 58,71/2 = 29,36 г/моль. Подставляя это значение, а также силу тока и время электролиза (в секундах) в формулу (2), получаем искомую массу никеля: m = (29,36×5×600)/96500 = 0,91 г.

Пример 13.2. Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 А, чтобы получить 5,6 л водорода при нормальных условиях?

Решение. Продукт электролиза представляет собой газообразное вещество, поэтому для решения воспользуемся уравнением


.

Так как 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем 11,2 л, то искомое количество времени прохождения тока


4825 c =1ч 20мин 25 с.


Пример 13.3. При проведении электролиза водного раствора хлорида двухвалентного металла затрачено 3561 Кл электричества. В результате процесса на катоде выделилось 2,19 г этого металла. Определить металл, водный раствор хлорида которого подвергли электролизу. Привести схему электродных процессов. Определить продукты электролиза.

Решение. Находим молярную массу эквивалентов металла: Мэк = 59,347 г/моль. Умножая эту величину на 2 (валентность металла) получаем 118,69 г/моль, что соответствует молярной массе атомов олова. Следовательно, электролизу подвергли раствор SnCl2. В водном растворе хлорид олова (II) диссоциирует: SnС12 = Sn2+ + 2С1-. Стандартный электродный потенциал олова (II) (-0,136 В) существенно выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Sn2+ и выделение металлического олова. На аноде будут окисляться анионы хлора.


Катод (?) ¬ Sn2+, Н2О Анод (+) ¬ Сl-, Н2О

Sn2+ + 2? = Sn 2Сl? - 2? = С12.


Продукты электролиза - Sn и С12.

Пример 13.4. При электролизе раствора CuSO4 на угольном аноде выделилось 350 мл кислорода при нормальных условиях. Сколько граммов меди выделилось на катоде? Привести уравнения электродных процессов, определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат меди (II) диссоциирует по схеме: CuSO4 = Cu2+ + SO42?. Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu2+. При электролизе водных растворов сульфат-анионы не окисляются на аноде. На нем происходит окисление воды.


Катод (?) ¬ Cu2+, Н2О Анод (+) ¬ SO42-, Н2О

Cu2+ + 2? = Сu 2Н2О - 4? = 4Н+ + О2;

у анода 4Н+ + 2SO42- = 2Н2SO4.


Продукты электролиза - Сu и О2.

Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л. Следовательно, 350 мл составляют 0,35/5,6 = 0,0625 моль. Столько же молей эквивалентов выделилось на катоде. Отсюда масса меди

m = × 0,0625 = 1,98 г.

Пример 13.5. Будут ли, и в какой последовательности, восстанавливаться на катоде одновременно присутствующие в растворе (в равных концентрациях) ионы А13+, Ni2+, Sn2+, Au3+ и Mg2+? Напряжение достаточно для выделения любого металла.

Решение. На катоде сначала восстанавливаются катионы, имеющие большее значение электродного потенциала (табл. Б. 4). Поэтому, в первую очередь, на катоде будут восстанавливаться ионы Au3+ (+1,498 В), далее Sn2+ (-0,136 В) и, наконец, Ni2+ (-0,250 В). Ионы А13+ (-1,662 В) и Mg2+ (-2,363 В), имеющие значения электродного потенциала значительно отрицательнее потенциала восстановления ионов Н+ из воды (-0,41 В), при электролизе водных растворов не восстанавливаются на катоде. При электролизе их солей протекает восстановление молекул воды:

Н2О + 2? = Н2 + 2ОН-.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Водный раствор, содержащий смесь нитратов серебра, калия, цинка с одинаковыми концентрациями, подвергли электролизу. Указать значение молярной массы вещества, которое будет восстанавливаться на катоде в первую очередь. Привести уравнения электродных процессов, происходящих на графитовых электродах для всех солей.

.2. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на катоде выделяется только металл: хлорид бария, хлорид меди (II), иодид калия, нитрат серебра, сульфид натрия? Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

.3. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на катоде выделяется только водород: хлорид калия, хлорид никеля (II), бромид кальция, нитрат серебра, иодид натрия? Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

.4. Среди приведенных ниже соединений указать вещества, продукты электролиза которых одинаковы как для растворов, так и для расплавов: фторид серебра, хлорид меди (II), иодид калия, гидроксид натрия. Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

.5. Определить время, необходимое для получения 1 кг металлического натрия при электролизе расплава гидроксида натрия при силе тока 2500 А. Выход по току равен 35 %. Какой объм кислорода (условия нормальные) был выделен? Привести схему электролиза расплава гидроксида натрия.

(Ответ: 1 ч 20 мин; 243,5 л).

.6. Для выделения 1,75 г некоторого металла из раствора его соли потребовалось пропускать ток силой 1,8 А в течение 1,5 ч. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 17,37 г/моль).

13.7. При электролизе раствора CuCl2 на аноде выделилось 560 мл газа (условия нормальные). Найти массу меди, выделившейся на катоде. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 1,59 г).

.8. При электролизе в течение 1 ч водного раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 на катоде выделилось 14 г висмута. Выход по току составляет 94 %. Вычислить силу тока. (Ответ: 5,73 А).

.9. Через электролизеры с водными растворами нитрата ртути (II) и нитрата серебра пропустили одинаковое количество электричества. При этом выделилась ртуть массой 401,2 г. Чему равна масса выделившегося серебра? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 432 г).

.10. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 23,74 г).

.11. Сколько минут следует пропускать ток силой 0,5 А через раствор нитрата серебра для выделения 0,27 г серебра? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 8 мин).

.12. Через раствор нитрата никеля Ni(NO3)2 в течение 2,45 ч пропускали ток силой 3,5 А. Определить, на сколько граммов за это время уменьшилась масса никелевого анода. (Ответ: 9,39 г).

.13. Раствор содержит ионы Fe3+, Cu2+, Sn2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе, если напряжение достаточно для выделения любого металла? Ответ обосновать.

.14. При электролизе раствора AgNO3 в течение 50 мин при силе тока 3 А на катоде выделилось 9,6 г серебра. Определить выход серебра в процентах от теоретически возможного. Привести уравнения электродных процессов.

(Ответ: 95,4 %).

.15. Какие вещества и в каком объеме можно получить при нормальных условиях на нерастворимом аноде при электролизе водного раствора КОН, если пропустить ток силой 13,4 А в течение 2 ч? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 1,2 л; 5,6 л).

.16. Сколько времени потребуется для выделения на катоде 4 г вещества при электролизе расплава хлорида кальция при токе силой 1 А? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 5,36 ч).

.17. Через водный раствор сульфата цинка пропущено 8407 Кл электричества. При этом на катоде выделилось 1,9 г цинка. Рассчитать катодный выход цинка по току. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 67 %).

.18. Вычислить объем кислорода (условия нормальные), выделившегося у анода при электролизе водного раствора сульфата меди, если сила тока составляла 5 А, а продолжительность электролиза 1 ч. (Ответ: 1,04 л).

.19. Вычислить количество электричества, которое необходимо пропустить через раствор хлорида натрия, чтобы получить 1 т гидроксида натрия. Привести схемы электродных процессов. (Ответ: 2412,5×109 Кл).

.20. При электролизе водного раствора СuCl2 с медным анодом масса анода уменьшилась на 1,4 г. Определить расход электричества при этом, если выход

по току составляет 73 %. Составить уравнения электродных процессов, определить продукты электролиза. (Ответ: 5825 Кл).

Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов


Цель работы: изучить химические свойства металлов научиться составлять уравнения реакций взаимодействия металлов с водой, кислотами, щелочами.

Задание: провести реакции взаимодействия металлов с водой, щелочами, разбавленными и концентрированными растворами серной и азотной кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Металлы, имея низкие потенциалы ионизации, легко отдают валентные электроны и образуют положительно заряженные ионы:

? n? = Mn+ .


Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами ? окислителями.

Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.

1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах:


K + 2H2O = 2KOH + H2.


. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты:

В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H+, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

Cd + H2SO4 (разб.) = CdSO4 + H2;

Ni + 2HCl = NiCl2 + H2.


Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S+6 и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO2:

+ 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O.


При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород:

+ 2H2SO4 (конц.) = CdSO4 + SO2 + 2H2O;

Zn+ 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O;

Mg + 5H2SO4 (конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.


В этих реакциях часть молекул серной кислоты играют роль среды.

Азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет N+5. Продукты восстановления различны и зависят от концентрации кислоты и активности металла:


HNO3 ? NO2 ? NO ? N2O ? N2 ? NH4NO3.


При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами выделяется NO. В случае более активных металлов выделяется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония.


Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O;

Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO + H2O;

Mg + 10HNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O;

Ca + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

, Fe, Cr концетрированной азотной кислотой пассивируются.

. Со щелочами реагируют металлы, дающие амфотерные гидроксиды (бериллий, цинк, алюминий, олово, свинец), а также металлы, обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей:

+ 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2;

2Mo + 4KOH + 3O2 2K2MoO4 + 2H2O.


Выполнение работы


Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой

В кристаллизатор с водой добавить несколько капель фенолфталеина. Пинцетом достать кусочек натрия (или кальция) из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушить его фильтровальной бумагой. Ножом отрезать небольшую часть (размером со спичечную головку) и пинцетом перенести в кристаллизатор с водой. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение реакции взаимодействия натрия с водой.

. Сделать вывод, какие металлы взаимодействуют с водой.

Опыт 2. Действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы

·В три пробирки налить по 2-3 мл разбавленной серной кислоты и опустить в одну из них кусочек железа, в другую - цинка, в третью - меди. Какие металлы реагируют с кислотами?

·(Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл концентрированной серной кислоты. В одну из них опустить кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Обе пробирки слегка нагреть. Наблюдать выделение серы и по запаху определить выделяющийся газ в первой пробирке. Какой газ выделяется во второй пробирке?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций взаимодействия металлов с разбавленной серной кислотой.

. Сделать вывод, какие металлы взаимодействуют с разбавленной серной и соляной кислотами.

. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с концентрированной серной кислотой.

. Сформулировать правило взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой.

Опыт 3. Действие разбавленной и концентрированной азотной кислоты на металлы

·(Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты и опустить в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Слегка нагреть обе пробирки. Наблюдать выделение газа.

·(Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты и опустить в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Какой газ выделяется?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с разбавленной азотной кислотой.

. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с концентрированной азотной кислотой.

. Сформулировать правило взаимодействия металлов с концентрированной и разбавленной HNO3.

Опыт 4. Действие щелочи на металлы

В две пробирки налить по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну из них насыпать небольшое количество цинковых опилок, в другую - алюминиевого порошка. Если реакция не идет, слегка нагреть. Когда начнется интенсивное выделение газа, поднести к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и алюминия с раствором щелочи.

. Сделать вывод, какие металлы реагируют со щелочами.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Закончить и уравнять реакции:


а) Ba + H2O = …; б) Sn + NaOH + H2O = …;

в) Sn + HNO3 (разб.) = …; г) Hg + H2SO4 (конц.) = ….


.2. Закончить и уравнять реакции:


а) Cd + H2SO4 (разб.) = …; б) Be + NaOH + H2O = …;

в) Bi + HNO3 (конц.) = …; г) Li + H2O = ….


.3. Какие из перечисленных металлов (Mg, Mn, Hg, Au, Al, Cd, Ag) растворяются в разбавленной H2SO4? Написать уравнения реакций.

.4. Закончить и уравнять реакции:


а) Mg + HNO3 (разб.) = …; б) Sn + KOH + H2O = …;

в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) W + HNO3 + HF = H2[WF8] + ….

14.5. Закончить и уравнять реакции:


а) Ga + NaOH + H2O = …; б) Bi + HNO3 (разб.) = …;

в) La + H2O = …; г) Co + H2SO4 (конц.) = ….


Электродный потенциал лантана -2,55 В.

.6. Закончить и уравнять реакции:


а) Rb + H2O = …; б) W + Na2CO3 + NaNO3 Na2WO4 + …;

в) Be + KOH + H2O = …; г) Sn + HCl = ….


.7. Закончить и уравнять реакции:


а) Pb + NaOH + H2O = …; б) Fe + O2 = …;

в) Ni + HNO3 (конц.) = …; г) La + H2SO4 (разб.) = ….


Электродный потенциал лантана -2,55 В.

.8. Закончить и уравнять реакции:


а) Ga + H2SO4 (разб.) = …; б) Cd + HNO3 (конц.) = …;

в) Sr + H2O = …; г) Al + C ….


Электродный потенциал стронция -2,88 В, галлия -0,53 В.

.9. Закончить и уравнять реакции:


а) Mn + HNO3 (разб.) = …; б) Al + KOH + H2O = …;

в) Ca + H2O = …; г) Fe + H2SO4 (разб.) = ….


14.10. Закончить и уравнять реакции:

а) Ta + HNO3 + HF = H2[TaF7] + …; б) Cs + H2O = …;

в) Ag + HNO3 (разб.) = …; г) Al + HCl = ….


.11. Закончить и уравнять реакции:


а) Zr + HNO3 + HCl = ZrCl4 + …; б) Rb + H2O = …;

в) Mn + HNO3 (конц.) = …; г) Sn + KOH + H2O = ….


.12. Закончить и уравнять реакции:


а) Mo + NaNO3 + NaOH Na2MoO4 + … ; б) Ni + H2SO4 (разб.) = …;

в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Mg + H2O … .


.13. Закончить и уравнять реакции:


а) Na + H2 = …; б) Zn + CH3COOH = …;

в) Sn + H2SO4 (конц.) = …; г) Ca + HNO3 (оч. разб.) = ….


.14. Закончить и уравнять реакции:


а) Hg + HNO3 + HCl = HgCl2 + …; б) Co + HNO3 (конц.) = …;

в) K + H2O = … ; г) Sc + H2SO4 (разб.) = ….


Электродный потенциал скандия -2,01 В.

.15. Какие из перечисленных металлов (Cu, Ca, Hg, Au, Fe, Cr, Ag, Al) растворяются в HCl? Написать уравнения реакций.

.16. Закончить и уравнять реакции:


а) Nb + HNO3 + HF = H2[NbF7] + …; б) Li + N2 = …;

в) Pb + KOH + H2O = …; г) Fe + HNO3 (разб.) = ….


.17. Закончить и уравнять реакции:


а) V + KOH + O2 КVО3 + …; б) Sn + HNO3 (конц.) = H2SnO3 + …;

в) Ag + H2SO4 (конц.) …; г) Mn + H2SO4 (разб.) = ….


.18. Закончить и уравнять реакции:


а) Pt + HNO3 + HCl = H2[PtCl6] + …; б) Fe + H2SO4 (конц.) …;

в) Al + S …; г) Sn + KOH + H2O = … .


.19. Закончить и уравнять реакции:


а) Fe + Cl2 = …; б) Be + KOH + H2O = …;

в) Cd + HNO3 (разб.) = …; г) Sn + H2SO4 (разб.) = ….


.20. Закончить и уравнять реакции:


а) Ca + H2 = …; б) Mn + HCl = …;

в) Mo + Na2CO3 + NaNO3 Na2MoO4 + …; г) Cd + HNO3 (разб.) = ….

Лабораторная работа 15. Комплексные соединения


Цель работы: получить представление о комплексных соединениях, их строении, комплексообразователях, лигандах, координационном числе, научиться составлять уравнения реакций с участием комплексных соединений.

Задание: получить комплексные соединения меди, ртути, серебра; проделать окислительно-восстановительные реакции и реакции обмена с участием комплексных соединений. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Соединения, в состав которых входят комплексные ионы, способные существовать как в кристаллах, так и в растворах, называются комплексными. Комплексные соединения могут быть получены при взаимодействии нейтральных молекул:

(CN)3 + 3KCN = K3[Fe(CN)6]; BF3 + KF = K[BF4].


В молекуле комплексного соединения один атом или ион, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем. В непосредственной близости к нему расположены или координированы противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения. Число лигандов, расположенных вокруг комплексообразователя, называется координационным числом. Чаще всего координационное число равно 6, 4 и 2. В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу обозначают квадратными скобками. Все остальные ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу.

При растворении в воде комплексные электролиты диссоциируют на внутреннюю и внешнюю сферу: [Ag(NH3)2]Cl ? [Ag(NH3)2]+ + Cl?. Наряду с этим происходит и другой процесс, хотя в значительно меньшей степени:

[Ag(NH3)2]+ ? Ag+ + 2NH3. Здесь диссоциация протекает обратимо и равновесие резко сдвинуто влево. Константа диссоциации комплексного иона



называется константой нестойкости (Кн). Она характеризует устойчивость комплекса. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион в растворе.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение комплексной соли меди

Налить в пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди CuSO4 и по каплям прибавить раствор аммиака NH4OH. Наблюдать образование осадка основной соли меди (CuOH)2SO4. Отметить цвет осадка. Прилить избыток раствора аммиака. Получается раствор, содержащий комплексный ион [Cu(NH3)4]2+. Отметить цвет раствора.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции образование основной соли (CuOH)2SO4.

2. Составить уравнение реакции получения комплексной соли меди.

Опыт 2. Получение комплексной соли ртути

Налить в пробирку 1-2 мл раствора нитрата ртути Hg(NO3)2 и добавить по каплям раствор иодида калия KI до появления ярко оранжевого осадка HgI2. Слить с осадка жидкость. К осадку добавить раствор KI. Осадок растворяется с образованием комплексного иона [HgI4]2?.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции образования иодида ртути.

. Составить уравнение реакции получения комплексного соединения ртути.

Опыт 3. Получение комплексной соли серебра

Налить в пробирку 1-2 мл раствора AgNO3 и добавить такой же объем раствора хлорида натрия NaCl. Отметить цвет осадка. Слить с образовавшегося осадка жидкость. К осадку добавить раствор аммиака NH4OH. Наблюдать растворение осадка хлорида серебра. Раствор сохранить для следующего опыта.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции взаимодействия AgNO3 и NaCl.

. Составить уравнение реакции образования [Ag(NH3)2]Cl.

Опыт 4. Разрушение комплексных соединений

К раствору комплексной соли серебра, полученной в предыдущем опыте, прибавить несколько капель концентрированной азотной кислоты до кислой реакции. Наблюдать выпадение белого осадка хлорида серебра

Требование к результату опыта

. Закончить уравнение реакции [Ag(NH3)2]Cl + НNO3 ? ….

. Объяснить разрушение комплексного иона.

Опыт 5. Комплексные соединения в реакциях обмена

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] и добавить несколько капель раствора сульфата железа (II) FeSO4. Наблюдать образование осадка гексацианоферрата (III) железа (II) калия KFe[Fe(CN)6] синего цвета, получившего название турнбулевой сини.

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] и добавить несколько капель раствора хлорида железа (III) FeCl3. Наблюдать образование осадка гексацианоферрата (II) железа (III) калия KFe[Fe(CN)6] синего цвета, называемого берлинской лазурью.

Требование к результатам опыта

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования осадков гексацианоферрата (III) железа (II) калия и гексацианоферрата (II) железа (III) калия.

Опыт 6. Комплексные соединения в реакциях окисления-восстановления

·Смешать в пробирке по 1-2 мл растворов пероксида водорода H2O2 и разбавленного раствора щелочи, прилить несколько капель K3[Fe(CN)6]. Какой газ выделяется (испытать тлеющей лучинкой)?

·К подкисленному раствору перманганата калия KMnO4 прибавить 1-2 мл раствора гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]. Наблюдать обесцвечивание раствора.

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций:

3[Fe(CN)6] + Н2О2 + КОН = …;

K4[Fe(CN)6] + KMnO4 + Н2SO4 = …


В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.


Примеры решения задач


Пример 15.1. Определить заряд комплексного иона, координационное число комплексообразователя (к.ч.) и степень окисления комплексообразователя в соединениях: а) [Cr(H2O)4Cl2]Cl, б) K3[Fe(CN)6], в) [Cu(NH3)4]SO4.

Решение. Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположен ему по знаку. Координационное число комплексообразователя равно числу лигандов, координирующихся вокруг него. Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных молекул (Н2О, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот. Отсюда: заряд иона а) +1, б) ?3, в) +2; координационное число а) 6, б) 6, в) 4;

степень окисления а) +3, б) +3, в) +2

Пример 15.2. Назвать комплексные соли: [Cu(NH3)4]SO4, [Co(Н2О)4(NO2)2]Cl, K4[Fe(CN)6], Na2[Pt(OH)5Cl], [Pt(NH3)2Cl2], [Cu(NH3)2(SCN)2].

Решение. При составлении названия комплексного соединения первым в именительном падеже называется анион, в потом в родительном - катион, независимо, который из них является комплексным.

. Соль содержит комплексный катион. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (Cl? -хлоро, SO42? - сульфато, ОН? - гидроксо, CN? - циано. SCN? - родано, NO2? - нитро и т.п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, аммиак - аммин; последним называют комплексообразователь, указывая его степень окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя). Например, [Cu(NH3)4]SO4 - сульфат тетраамминмеди (II); [Co(Н2О)4(NO2)2]Cl - хлорид динитротетрааквакобальта (III).

. Соль содержит комплексный анион. Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат». Например, K4[Fe(CN)6] ? гексацианоферрат (II) калия; Na2[Pt(OH)5Cl] - хлоропентагидроксоплатинат (IV) натрия.

. Наименование нейтральных комплексов образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а его степень окисления не указывают. Например, [Pt(NH3)2Cl2] - дихлородиамминплатина; [Cu(NH3)2(SCN)2] - дироданодиамминмеди.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Написать формулы следующих соединений: а) хлорид дибромотетраамминплатины (IV); б) тетрароданодиаквахромат (III) калия; в) сульфат пентаамминакваникеля (II); г) трихлоротриамминкобальт (III). К какому типу относится каждое из комплексных соединений по электрическому заряду комплексного иона?

.2. Составить координационные формулы следующих комплексных соединений платины: а) PtCl4 ? 6NH3; б) PtCl4 ? 4NH3; в) PtCl4 ? 2NH3. Координационное число платины (IV) равно 6. Написать уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое соединение является комплексным неэлектролитом?

.3. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций обмена с образованием нерастворимых комплексных соединений:


а) СuSO4 + K4[Fe(CN)6] = …; б) KCl + Na2[PtCl6] = …;

в) AgNO3 + K3[Fe(CN)6] = …; г) FeSO4 + Na3[Co(CN)6] = ….


Назвать образующиеся при реакциях комплексные соли.

.4. Определить степень окисления и координационное число комплексообразователя в следующих комплексных ионах:


а) [Ni(NH3)5Cl]2+; б) [Co(NH3)2(NO2)4]?;

в) [Cr(H2O)4Br2]+; г) [AuCl4]?; д) [Cd(CN)4]2?.


.5. Составить координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта: а) CoCl3 ? 6NH3; б) CoCl3 ? 5NH3; в) CoCl3 ? 4NH3. Координационное число кобальта (III) равно 6. Написать уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.

.6. Написать координационные формулы следующих комплексных соединений: а) гексанитрокобальтат (III) калия; б) хлорид гексаамминникеля (II);

в) тетрахлородиамминплатина; г) трифторогидроксобериллат магния. К какому типу относится каждое из комплексных соединений по заряду комплексного иона?

.7. Из сочетания частиц Cr3+, H2O, Cl?, K+ можно составить семь координационных формул комплексных соединений хрома, одно из которых [Cr(H2O)6]Cl3. Составить формулы других шести соединений и написать уравнения их диссоциации в водных растворах.

.8. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций обмена, происходящих между: а) гексацианоферратом (II) калия и сульфатом меди;

б) гексацианокобальтатом (II) натрия и сульфатом железа; в) гексацианоферратом (III) калия и нитратом серебра; г) гексахлороплатинатом (II) натрия и хлоридом калия. Образующиеся в результате реакций комплексные соединения нерастворимы в воде.

.9. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN)4]2?, [Hg(CN)4]2?, [Cd(CN)4]2? соответственно равны 8?10?20, 4?10?41, 1,4?10?17. В каком растворе содержание ионов CN? больше? Написать выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов.

.10. Определить, чему равен заряд комплексных ионов:

а) [Сr(NH3)5NO2], б) [Pd(NH3)Cl3], в) [Ni(CN)4], если комплексообразователями являются Cr3+, Pd2+, Ni2+. Написать формулы комплексных соединений, содержащих эти ионы.

.11. Из сочетания частиц Co3+, NH3, NO2?, K+ можно составить семь координационных формул комплексных соединений кобальта, одно из которых [Co(NH3)6](NO2)3. Составить формулы других шести соединений и написать уравнения их диссоциации в водных растворах.

.12. Составить координационные формулы следующих комплексных соединений платины (II), координационное число которой равно 4:

а) PtCl2 ? 3NH3; б) PtCl2 ? NH3 ? KCl; в) PtCl2 ? 2NH3. Написать уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое соединение является комплексным неэлектролитом?

.13. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4?, [Fe(CN)6]3? соответственно равны 6,2?10?36, 1,0?10?37, 1,4?10?44. Какой из этих ионов наиболее прочный? Написать выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и молекулярные формулы соединений, содержащих эти ионы.

.14. Известны две комплексные соли кобальта, отвечающие одной и той же эмпирической формуле CoClSO4?5NH3. Одна из них в растворе с BaCl2 дает осадок BaSO4, но не дает осадка с AgNO3, другая с AgNO3 дает осадок AgCl, а с BaCl2 осадка не дает: а) написать формулы обоих комплексных соединений;

б) назвать эти комплексные соединения и написать уравнения их диссоциации; в) написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия комплексных соединений с образованием осадка - в одном случае AgCl, а в другом - BaSO4.

.15. Определить заряд комплексообразователя и назвать комплексные соединения: а) Cu2[Fe(CN)6]; б) [Ag(NH3)2]Cl; в) [Co(NH3)3(NO2)3]; г) Na2[PtCl4].

.16. Назвать каждое из следующих соединений: а) K3[Ni(CN)6];


б) [Cr(NH3)4(SCN)Cl]NO3; в) [Pt(NH3)2(H2O)2Br2]Cl2; г) K4[CoF6].


.17. Из раствора комплексной соли PtCl4 ? 6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl4?3NH3 - только ¼ часть входящего в его состав хлора. Написать координационные формулы этих солей, определить координационное число платины в каждой из них.

.18. Координационное число Os4+ и Ir4+ равно 6. Составить координационные формулы и написать уравнения диссоциации в растворе следующих комплексных соединений этих металлов:


а) 2NaNO2?OsCl4; б)Ir(SO4)2?2KCl; в) OsBr4?Ca(NO3)2; г) 2RbCl?IrCl4.


.19. Написать координационные формулы соединений

а) Co(NO2)3?3KNO2; б) Co(NO2)3?KNO2?2NH3; в) CoCl3?3NH3, если координационное число кобальта 6. Составить уравнения диссоциации этих соединений.

.20. Нижеприведенные молекулярные соединения представить в виде комплексных солей: а) KCN?AgCN; б) 2KCN?Cu(CN)2; в) Co(NO3)3?6NH3; г) CrCl3?6H2O; д) 2KSCN?Co(SCN)2; е) 2KI?HgI2. Написать уравнения диссоциации этих солей в водных растворах.

Лабораторная работа 16. S-металлы


Цель работы: изучить химические свойств s-металлов.

Задание: провести реакции взаимодействия натрия, калия, магния, кальция с водой; убедиться на опыте, что пероксид натрия подвергается гидролизу и обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами; определить продукты горения магния. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


В периодической системе s-металлы расположены в IА (щелочные металлы (ЩМ)) и IIА (Ве, Мg и щелочноземельные металлы (ЩЗМ)) группах Периодической системы (табл. Б. 5). На внешнем энергетическом уровне у атомов щелочных металлов находится один электрон (ns1), у атомов Ве, Mg и ЩЗМ - два электрона (ns2). Во всех соединениях ЩМ проявляют степень окисления +1, Ве, Mg и ЩЗМ +2.

Все s-металлы - сильные восстановители. Они энергично взаимодействуют с кислородом. При этом литий образует оксид Li2O, натрий ? пероксид Na2O2, а калий, рубидий и цезий - надпероксиды МО2. Бериллий, магний и ЩЗМ образуют оксиды МО. Пероксиды ЩМ проявляют окислительные и восстановительные свойства, причем окислительные свойства выражены сильнее. Пероксиды являются солями пероксида водорода. Поскольку кислотные свойства Н2О2 выражены очень слабо, пероксиды, растворяясь в воде, подвергаются почти полному гидролизу.

ЩМ также энергично взаимодействуют с галогенами, особонно с фтором и хлором, с образованием соответствующих галогенидов; Ве, Mg и ЩЗМ реагируют с галогенами при обычных температурах или при небольшом нагревании. Безводные галогениды ЩЗМ легко присоединяют воду и аммиак.

Из ЩМ только литий непосредственно взаимодействует с азотом при комнатной температуре, образуя нитрид лития Li3N. Магний и ЩЗМ реагируют с азотом при нагревании с образованием М3N2.

ЩМ энергично взаимодействуют с водой при комнатной температуре, вытесняя из нее водород и образуя гидроксиды. Активность взаимодействия с водой возрастает по мере увеличения порядкового номера элемента. Также взаимодействуют и ЩЗМ. Бериллий и магний отличаются во многих отношениях от щелочноземельных металлов. С водой они взаимодействуют очень медленно, так как образующиеся при этом гидроксиды малорастворимы в воде. Магний хорошо реагирует с водой при нагревании и при комнатной температуре в присутствии хлорида аммония NH4Cl, который удаляет с поверхности магния защитную пленку из Mg(OH)2.

Гидроксиды ЩМ хорошо растворимы в воде, являются сильными основаниями и называются щелочами. Гидроксиды металлов II А группы менее растворимы и являются более слабыми основаниями. Основные свойства гидроксидов М(ОН)2 увеличиваются от Ве(ОН)2 (амфотерного) до Ва(ОН)2 (щелочь).


Выполнение работы


Опыт 1. Взаимодействие щелочных металлов с водой (групповой)

Налить в кристаллизатор воды. Пинцетом достать кусочек металлического натрия из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушить его фильтровальной бумагой. Ножом отрезать кусочек металла величиной со спичечную головку. Обратить внимание на потускнение металлической поверхности свежего надреза. Пинцетом перенести металл в кристаллизатор с водой. По окончании реакции к полученному раствору прибавить 1?2 капли фенолфталеина.

Не наклоняться над кристаллизатором, так как под конец реакции происходит разбрызгивание металлической окалины, которая может причинить сильные ожоги.

Провести аналогичный опыт с калием.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций взаимодействия натрия и калия с водой.

. Сделать вывод об активности натрия и калия по отношению к воде.

Опыт 2. Взаимодействие пероксида натрия с водой

В пробирку внести шпатель пероксида натрия Na2О2, добавить 1-2 мл воды, затем несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции гидролиза пероксида натрия и сделать вывод, солью какой кислоты является Na2О2.

Опыт 3. Окислительные и восстановительные свойства пероксида натрия

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора иодида калия KI, добавить такое же количество разбавленной серной кислоты и насыпать шпатель пероксида натрия. Что происходит?

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора перманганата калия KMnO4, добавить шпатель пероксида натрия и перемешать. Отметить изменение окраски раствора.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций:

2О2 + KI + Н2SO4 = …;

Na2О2 + KMnO4 + Н2О = …,


в каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных функциях Na2О2.

Опыт 3. Горение магния на воздухе (групповой)

Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. К собранному в чашке оксиду магния прилить несколько капель воды, хорошо перемешать и добавить 1-2 капли фенолфталеина. Объяснить появление окраски. С какими составными частями воздуха вступает во взаимодействие магний?

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, азотом и продуктов их взаимодействия с водой.

Опыт 4. Взаимодействие кальция и магния с водой

В три пробирки налить по 3-4 мл воды и в каждую добавить по несколько капель фенолфталеина. В одну пробирку пинцетом внести кусочек кальция, в две другие - по кусочку магния. Наблюдать за протеканием реакций. Одну из пробирок с магнием нагреть, в другую пробирку с магнием добавить раствора хлорида аммония.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций взаимодействия:

а) кальция с водой; б) магния с водой; в) магния с водой и NH4Cl.

. Объяснить влияние нагревания и присутствия хлорида аммония на реакцию взаимодействия магния с водой.

. Сделать вывод об активности кальция и магния по отношению к воде.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Написать уравнения реакций взаимодействия натрия с водородом, кислородом, азотом, серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций?

.2. Написать уравнения реакций взаимодействия с водой следующих соединений натрия: Na2O2, Na2S, NaH, Na3N.

.3. Как получают металлический натрий? Составить уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе расплава NaCl.

.4. Составить уравнения реакций получения гидрида, нитрида и карбида кальция и взаимодействия этих соединений с водой.

.5. Закончить уравнения реакций: а) Li2O + CO2 = …;

б) Na2O2 + Na2SO3 + H2O = …; в) K2S + H2O ? …; г) NaCl + K[Sb(OH)6] = ….

16.6. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:

Са ? СаН2 ? Са(ОН)2 ? СаСО3 ? Са(НСО3)2.

.7. Гидроксид какого из s-металлов проявляет амфотерные свойства? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия этого гидроксида: а) с кислотой; б) со щелочью.

.8. Составить уравнения реакций взаимодействия: а) бериллия с раствором щелочи; б) кальция с соляной кислотой; в) магния с концентрированной серной кислотой.

.9. При сплавлении оксид бериллия взаимодействует с диоксидом кремния и с оксидом натрия. Написать уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО свидетельствуют эти реакции?

.10. Какая масса КОН образовалась у катода при электролизе раствора К2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л О2 (условия нормальные)? (Ответ: 112 г).

.11. Вычислить молярную концентрацию водного раствора КОН, полученного при растворении 1,5 г щелочи в 48,5 воды. Плотность раствора 1,027 г/мл.

(Ответ: 0,52 моль/л).

.12. Вычислить энтальпию образования MgO, исходя из уравнения реакции MgO + C = Mg + CO, ?H° = 491,3 кДж. (?fH°CO = -110,5 кДж/моль).

(Ответ: -601,8 кДж).

.13. Вычислить количество теплоты, которое выделится при взаимодействии 8 г гидрида натрия с водой. Стандартные энтальпии образования NaH, NaOH, H2O (ж) принять соответственно равными -56,4; -425,6 и -285,8 кДж/моль. (Ответ: 27,8 кДж).

.14. Каким объемом 35 %-го раствора КОН (? = 1,34 г/мл) можно заменить 10 л 4 н. раствора КОН? (Ответ: 4,78 л).

.15. Закончить уравнения реакций: а) Na2O2 + KNО2 + H2SO4 = …;

б) L3N + H2O = …; в) K + O2 = …; г) CaCO3 ….

16.16. Написать уравнения реакций взаимодействия лития с водородом, кислородом, азотом, серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций?

.17. При электролизе водного раствора NaOH на аноде выделилось 2,8 л О2 (нормальные условия). Какой объем Н2 выделится на катоде? (Ответ: 5,6 л).

.18. Вычислить ?G° реакции горения магния в диоксиде углерода. Энергии Гиббса образования MgO, СО2, СО принять соответственно равными -569,6;

,4; -137,1 кДж/моль. Возможно ли самопроизвольное протекание этой реакции? (Ответ: -312,6 кДж).

.19. Можно ли получить кальций восстановлением его оксида алюминием? Ответ обосновать расчетом энергии Гиббса реакции. Энергии Гиббса образования СаO и Al2O3 принять соответственно равными -604,2 и -1582 кДж/моль.

.20. Закончить уравнения реакций: а) Be + KOH + H2O = …;

б) Li2C2 + H2O = …; в) Mg + H2O = …; г) Na2SO3 + H2O ? ….


Лабораторная работа 17. Жесткость воды


Цель работы: изучить виды жесткости воды и методы ее устранения.

Задание: проделать опыты и определить общую, карбонатную и некарбонатную жесткость воды. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Жесткость воды обусловливается присутствием в ней солей кальция и магния. Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты кальция и магния Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, постоянную ? сульфаты и хлориды этих металлов CaSO4, MgSO4 и CaCl2, MgCl2 Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды.

Жесткость воды выражается числом миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Мg2+, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). Один миллимоль эквивалентов жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л ионов кальция Са2+ или 12,16 мг/л ионов магния Мg2+.

Для определения общей жесткости воды используется метод комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды раствором трилона Б в присутствии аммиачного буферного раствора и индикатора хромогена черного ЕТ-00 до перехода винно-красной окраски в синюю.

В присутствии ионов Са2+ и Мg2+ индикатор окрашивается в красный цвет, при отсутствии ? в синий. При титровании жесткой воды раствором трилона Б происходит связывание ионов Са2+ и Мg2+, поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску и раствор становится синим.

Определение карбонатной жесткости воды сводится к определению концентрации гидрокарбонат-ионов НСО3? и, тем самым, эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Са2+ и Мg2+. Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии метилоранжа раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую.

Анион НСО3? в воде гидролизуется: НСО3? + Н2О ? Н2СО3 + ОН?,

поэтому вода имеет щелочную реакцию среды и метилоранж в ней окрашен в желтый цвет. При титровании раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации: ОН? + Н+ ? Н2О.

Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН?, эквивалентное концентрации ионов НСО3?.

Анализ воды на жесткость предполагает обычно:

) определение общей жесткости Жо;

) определение карбонатной жесткости Жк;

) вычисление некарбонатной жесткости Жнк = Жо - Жк.

Выполнение работы

Опыт 1. Определение общей жесткости воды

В коническую колбу вместимостью 300 мл отмерить мерной колбой 100 мл анализируемой воды. Добавить к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного раствора, 5?7 капель индикатора хромогена черного и медленно титровать раствором трилона Б, постоянно перемешивая, до перехода винно-красной окраски в синюю.

Повторить титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (?V £ 0,1 мл), то по полученным результатам рассчитать общую жесткость. В противном случае необходимо оттитровать пробу воды еще раз.

Требование к результату опыта

Вычислить общую жесткость воды по формуле


Жо = (сэк·V1·1000) / V2 ,


где сэк - молярная концентрация эквивалентов трилона Б, моль/л; V1 - объем раствора трилона Б, пошедшего на титрование, мл; V2 - объем анализируемой воды, мл.

Опыт 2. Определение карбонатной и некарбонатной жесткости воды

В коническую колбу вместимостью 300 мл отмерить мерной колбой 100 мл воды, добавить к ней несколько капель метилоранжа. Подготовленную пробу оттитровать раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую. Повторить титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (?V £ 0,1 мл), то по полученным результатам рассчитать карбонатную жесткость. В противном случае необходимо оттитровать пробу воды еще раз.

Требования к результатам опыта

. Вычислить карбонатную жесткость воды по формуле


Жк = (сэк·V1·1000)/V2 ,


где сэк· - молярная концентрация эквивалентов HCl, моль/л; V1 - объем раствора HCl, пошедшего на титрование, мл; V2 - объем анализируемой воды, мл.

. Вычислить некарбонатную жесткость воды по разности


Жнк = Жо - Жк.


Примеры решения задач


Пример 17.1. Вычислить жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г Ca(HCO3)2.

Решение. Для решения задачи воспользуемся формулой


.

Мэк (Ca(HCO3)2) = 162/2 = 81 г/моль.

Ж = = 5 ммоль/л.

Пример 17.2. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08 н. раствора НCl.

Решение. Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то можно написать VA? сэк·(А) = VB? сэк (B),

6,25?0,08 = 100? сэк·(Ca(HCO3)2),

отсюда(Ca(HCO3)2) = 0,005 г/моль.

Таким образом, в 1 л исследуемой воды содержится 0,005?1000 = 5 ммоль гидрокарбоната кальция или 5 ммоль ионов Са2+. Карбонатная жесткость воды равна 5 ммоль/л.

Пример 17.3. Сколько граммов CaSO4 содержится в 1 м3 воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 ммоль/л?

Решение. Из формулы находим


272 г,


где 68 г/моль - Мэк (CaSO4), найденная по формуле


,


где М - молярная масса соли, г/моль; n - число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| - абсолютное значение степени окисления иона металла.


Мэк (CaSO4) = = 68 г/моль.


Пример 17.4. Какую массу соды Na2CO3 надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 ммоль/л?

Решение. В 500 л воды содержится 500 ? 5 = 2500 ммоль солей, обусловливающих жесткость воды. Для устранения жесткости следует прибавить 2500?53 = 132500 мг = 132,5 г соды. (53 г/моль - молярная масса эквивалентов соды Na2CO3).


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Какую массу Na3PO4 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль/л? (Ответ: 136,75 г).

.2. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 мл воды, требуется 15 мл 0,08 н. раствора НCl. (Ответ: 6 ммоль/л).

.3. В 1 л воды содержится ионов магния 36,47 мг и ионов кальция 50,1 мг. Чему равна жесткость этой воды? (Ответ: 5,5 ммоль/л).

.4. Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жесткость 7 ммоль/л. Какая масса сульфата магния содержится в 300 л этой воды? (Ответ: 126 г).

.5. Вычислить жесткость воды, зная, что в 600 л ее содержится 65,7 г гидрокарбоната магния и 61,2 сульфата кальция. (Ответ: 3 ммоль/л).

.6. В 220 л воды содержится 11 г сульфата магния. Чему равна жесткость этой воды? (Ответ: 0,83 ммоль/л).

.7. Жесткость воды, в которой содержится только гидрокарбонат кальция, равна 4 ммоль/л. Какой объем 0,1 н. раствора НCl потребуется для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 75 мл этой воды? (Ответ: 3 мл).

.8. К 100 л жесткой воды прибавили 12,95 г гидроксида кальция. На сколько понизилась карбонатная жесткость? (Ответ: на 3,5 ммоль/л).

.9. Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жесткость 9 ммоль/л. Какая масса гидрокарбонат кальция содержится в 500 л этой воды?

(Ответ: 364,5 г).

.10. Присутствие каких солей в воде обусловливает ее жесткость? Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Na2CO3;

б) Са(ОН)2? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.

.11. В 1 л воды содержится 38 мг ионов Mg2+ и 108 мг ионов Ca2+. Вычислить общую жесткость воды. (Ответ: 8,57 ммоль/л).

.12. При кипячении 250 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпал осадок массой 3,5 мг. Чему равна жесткость воды? (Ответ: 0,28 ммоль/л).

.13. Чему равна временная жесткость воды, в 1 л которой содержится 0,146 г гидрокарбоната магния? (Ответ: 2 ммоль/л).

.14. Какую массу Са(ОН)2 необходимо прибавить к 1000 л воды, чтобы удалить временную жесткость, равную 2,86 ммоль/л? (Ответ: 106 г).

.15. Чему равна жесткость воды, в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната магния? (Ответ: 2 ммоль/л).

.16. В 1 м3 воды содержится 140 г сульфата магния. Вычислить жесткость этой воды. (Ответ: 2,33 ммоль/л).

.17. Какая масса сульфата кальция содержится в 200 л воды, если жесткость, обусловленная этой солью, равна 8 ммоль/л? (Ответ: 108,8 г).

.18. Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы устранить жесткость, равную 4 ммоль/л? (Ответ: 21,2 г).

.19. Чему равна карбонатная жесткость воды, если в 1 л ее содержится 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?

(Ответ: 6,5 ммоль/л).

.20. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 ммоль/л? (Ответ: 56 г).


Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец


Цель работы: изучить химические свойства алюминия и его соединений, а также соединений олова и свинца.

Задание: получить гидроксиды Al, Sn (II), Pb (II) и убедиться на опытах, что они имеют амфотерный характер; что соединения Sn (II) проявляют свойства восстановителей, а соединения Pb (IV) - окислителей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Алюминий, олово, свинец - элементы главных подгрупп III и IV групп. Относятся к р-металлам.

На внешнем энергетическом уровне у атомов алюминия находится три электрона (3s23p1), поэтому в большинстве соединений он проявляет степень окисления +3.

На воздухе алюминий покрывается очень прочной тончайшей оксидной пленкой, которая определяет его высокую коррозионную стойкость:


А1 + 3О2 = 2А12О3.


При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется:


Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4],


алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:

Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3Н2?.


Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют алюминий, особенно при нагревании. В концентрированных азотной и серной кислотах, а также в сильно разбавленной азотной кислоте алюминий устойчив, так как эти кислоты пассивируют алюминий, упрочняя защитную оксидную пленку на его поверхности.

Алюминий легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксоалюминатов и водорода:


2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2?.


Гидроксид алюминия Al(OH)3 получается действием щелочи на раствор соли и, как амфотерный гидроксид, легко растворяется в избытке щелочи с образованием гидроксоалюмината, так и сильных кислотах, давая соли алюминия.

Атомы олова и свинца на внешнем энергетическом уровне имеют по 4 электрона (ns2р2). Поэтому характерные степени окисления олова и свинца +2 и +4. Для олова наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +4. Поэтому соединения Sn (II) являются восстановителями. Для свинца, наоборот, наиболее типичны соединения со степенью окисления +2. Вследствие этого соединения Pb (IV) проявляют себя как окислители.

В обычных условиях олово устойчиво по отношению к воздуху и воде, свинец на воздухе окисляется, покрываясь синевато-серой пленкой:

+ O2 + CO2 = PbO?PbCO3


В ряду напряжений олово и свинец расположены непосредственно перед водородом. В разбавленных HCl и H2SO4 олово растворяется очень медленно с образованием Sn2+ и выделением водорода, а свинец в этих кислотах почти не растворяется, так как покрывается нерастворимыми продуктами окисления PbCl2 и PbSO4. В концентрированной HCl эти металлы растворяются с образованием хлорокомплексов:


М + 4HCl (конц.) = Н2[MCl4] + H2?.


Концентрированная H2SO4 окисляет олово до Sn(SO4)2, а свинец до Pb(HSO4)2; Н2SO4 при этом восстанавливается до SO2. Разбавленной HNO3 олово и свинец окисляются до нитратов М(NO3)2, восстанавливая HNO3 до NO:


М + 8HNO3 (разб.) = 3М(NO3)2 + 2NO + 4Н2О


Концентрированная HNO3 переводит олово в оловянную кислоту H2SnO3, а свинец - в соль Pb(NO3)2, HNO3 восстанавливается до NO2.

При нагревании оба металла растворяются в водных растворах щелочей:


М + 2NaOH + 2H2O = Na2[M(OH)4] + H2?.


Олово и свинец образуют нерастворимые в воде оксиды: SnO, PbO и SnO2, PbO2. Этим оксидам соответствуют гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами. В гидроксидах олова (II) и свинца (II) преобладают основные свойства, а в гидроксидах олова (IV) и свинца (IV) - кислотные.


Выполнение работы


Опыт 1. Взаимодействие алюминия с кислородом и водой

Две алюминиевые проволоки зачистить наждачной бумагой. В пробирку налить 2-3 мл концентрированного раствора NaОН, нагреть его и опустить туда алюминиевые проволоки на 2-3 секунды. Затем сполоснуть их водой и опустить в раствор соли ртути, налитой в пробирку. Снова сполоснуть проволоки и обсушить фильтровальной бумагой. Одну из проволок опустить в воду, а другую оставить на воздухе. Отметить протекающие изменения с проволоками.

Требования к результатам опыта

. Объяснить, с какой целью алюминиевые проволоки обрабатывают растворами NaОН и Hg(NO3)2.

. Закончить уравнения реакций: Al + H2O = …;

+ O2 + H2O = ….


Опыт 2. Получение и свойства гидроксида алюминия

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли алюминия и в каждую пробирку добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. В первой пробирке на осадок подействовать разбавленной HCl, во второй - раствором NaOH. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения Al(OH)3 и взаимодействия Al(OH)3 с кислотой и щелочью.

. Составить уравнение диссоциации Al(OH)3 по типу кислоты и по типу основания.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида алюминия.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксидов олова (II) и свинца (II)

В одну пробирку налить 2-3 мл раствора соли олова, в другую - такое же количество соли свинца. В обе пробирки по каплям добавить щелочи до образования осадка.

Для испытания образовавшихся осадков содержимое каждой из пробирок разделить на две части. К одной из них добавить разбавленной азотной Кислоты HNO3, к другой - концентрированной щелочи NaOH. Размешать растворы до растворения осадков.

Требования к результатам опыта

. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения гидроксидов олова (II) и свинца (II).

. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия Sn(OH)2 и Pb(OH)2 с кислотой и щелочью.

. Составить уравнение диссоциации М(ОН)2 по типу кислоты и по типу основания.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксидов олова (II) и свинца (II).

Опыт 4. Восстановительные свойства соединений олова (II)

·В пробирку налить 3-4 мл раствора KMnO4, добавить 1-2 мл разбавленной HCl и прилить раствор SnCl2 до обесцвечивания раствора.

·В пробирку налить 4-5 мл раствора K2Cr2O7, добавить 2-3 мл разбавленной HCl и прилить по каплям раствор SnCl2 до появления зеленой окраски.

Опыт 5. Окислительные свойства оксида свинца (IV)

В пробирку налить 3-4 мл раствора HNO3, добавить шпатель PbO2 и 1 мл раствора MnSO4. Содержимое осторожно прокипятить, дать отстояться и отметить окраску раствора.

Требования к результатам опытов 4, 5

. Закончить уравнения реакций:

4 + SnCl2 + HCl = …;

K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl = …;+ MnSO4 + HNO3 = HMnO4 + ….


. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений олова и свинца.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:


Al ? Al2(SO4)3 ? Al(OH)3 ? К[Al(OH)4] ? Al(NO3)3.


.2. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и окислительные свойства соединений свинца (IV)? Закончить уравнения реакций: а) SnCl2 + HgCl2 = …;

б) KCrO2 + PbO2 + KOH = K2CrO4 + ….

.3. Какие оксиды и гидроксиды образует олово? Как изменяются их кислотно-основные свойства в зависимости от степени окисления Sn? Закончить уравнения реакций: а) SnO2 + KOH = …; б) SnO + H2SO4 = …; в) Sn(OH)2 + NaOH = ….

.4. При сжигании 18 г алюминия в кислороде выделилось 558 кДж теплоты. Определить энтальпию образования Al2O3. (Ответ: ?1674 кДж/моль).

.5. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций:

а) PbO2 + Cr(NO3)3 + NaOH = Na2CrO4 + …; б) SnCl2 + FeCl3 = ….

18.6. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами:

а) Sn + H2SO4 (разб.) = …; б) Pb + HNO3 (конц.) = …; в) Sn + HNO3 (конц.) = ….

.7. Закончить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей: а) AlCl3 + H2O ? …; б) SnSO4 + H2O ? …; в) Pb(NO3)2 + H2O ? ….

.8. Какие оксиды и гидроксиды образует свинец? Как изменяются их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в зависимости от степени окисления свинца? Закончить уравнения реакций:

а) PbO2 + NaOH = …; б) PbO + HNO3 = …; в) Pb(OH)2 + KOH = ….

18.9. Рассчитать ?G°х.р. и установить возможность самопроизвольного протекания реакции 4Al + 3CO2 =2Al2O3 + 3C. (-394,4 кДж/моль; = -1582 кДж/моль).

.10. Закончить уравнения реакций: а) Al + HCl = …;


б) Sn + HNO3 (разб.) = …; в) Pb + HNO3 (разб.) = …; г) Al + KOH + H2O = ….


.11. Вычислить ?H°х.р. реакции восстановления оксида свинца углем с образованием СО. ( -219,3 кДж/моль; -110,5 кДж/моль).

(Ответ: 108,8 кДж).

.12. Как можно получить ?-оловянную кислоту, а затем перевести ее в раствор? Написать соответствующие уравнения реакций.

.13. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова.

(Ответ: 23,7 г)

.14. Каким образом можно перевести в раствор металлический свинец? Составить соответствующие уравнения реакций.

.15. Составить схемы электролиза водного раствора Pb(NO3)2, если: а) анод свинцовый; б) анод угольный.

.16. Как можно перевести в раствор металлическое олово? Составить соответствующие уравнения реакций.

.17. К раствору, содержащему SnSO4 и Pb(NO3)2, прибавили избыток раствора КОН. Составить молекулярные и ионные уравнения происходящих при этом реакций.

.18. Как можно перевести в раствор металлический алюминий? Составить соответствующие уравнения реакций.

.19. Закончить уравнения реакций:


а) SnCl2 + KMnO4 + H2SO4 = Sn(SO4)2 + …;

б) PbO2 + Na3CrO3 + NaOH = ….


.20. Закончить уравнения реакций:


а) Al + KMnO4 + H2SO4 = …;

б) AlCl3 + Na2CO3 + H2O = ….


Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка


Цель работы: изучить химические свойства соединений металлов подгрупп меди и цинка.

Задание: получить гидроксид меди (II), исследовать его свойства; провести рекции взаимодействия солей цинка, кадмия и ртути со щелочью; получить комплексные соединения цинка и кадмия; убедиться на опыте, что соединения ртути (II) являются окислителями. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d10ns1. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.

Медь, а особенно, серебро и золото - малоактивные металлы. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H2SO4 при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в смеси кислот.

Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu2O - красного цвета и CuO - черного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)2 - нерастворимые в воде вещества соответственно желтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)2 наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na2[Cu(OH)4], K2[Cu(OH)4].

Оксид серебра получается только косвенным путем, при взаимодействии соли серебра со щелочью:


AgNO3 + 2NaOH = Ag2O? + 2NaNO3 + H2O.


Большинство соединений меди, серебра и золота являются окислителями.

Цинк, кадмий и ртуть образуют побочную подгруппу II группы. Это

d-металлы. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов может быть выражена формулой (n-1)d10ns2. Цинк и кадмий проявляют степень окисления +2, ртуть +1 и +2.

В подгруппе цинка наблюдается резкое падение химической активности металлов при переходе сверху вниз. В ряду напряжений цинк и кадмий стоят до водорода, а ртуть - после. Цинк - химически активный металл, легко растворяется в HCl и разбавленной H2SO4 с выделением водорода. Вследствие амфотерности его оксида он растворяется также в концентрированных растворах щелочей. Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах - менее энергично, чем цинк. Ртуть растворима только в кислотах-окислителях - HNO3 и концентрированной H2SO4:

+ 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O;+ 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.


При действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется Hg2(NO3)2, где каждый атом ртути имеет степень окисления +1:


Hg + 8HNO3 (разб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.


Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой попарно, образуя двухвалентные группы -Hg-Hg?. Поэтому формулу нитрата ртути (I) следует писать Hg2(NO3)2, а не HgNO3, также Hg2Cl2, а не HgCl. Диссоциация солей ртути (I) идет с образованием ионов Hg22+. Соединения Hg22+ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями. Например, в реакции Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 Hg2Cl2 - восстановитель, а в реакции Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 Hg2Cl2 ? окислитель.

Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная пленка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO - белого, CdO - коричневого, HgO - желтого или красного, Hg2O - черного цвета.

Гидроксиды Zn и Cd нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)2 обладает амфотерными свойствами, а Cd(OH)2, главным образом, ? основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избытке NH4ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются в момент образования.

Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки налить по 1-2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую - раствор HCl, во вторую - раствор аммиака, в третью - концентрированной щелочи. Содержимое четвертой пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).

. Составить уравнения реакций растворения гидроксида меди (II) в:

а) HCl; б) NH4OH; в) концентрированной щелочи.

. Составить уравнение реакции, происходящей при нагревании Cu(ОН)2.

. Сделать выводы о кислотно-основных свойствах и термической устойчивости гидроксида меди (II).

Опыт 2. Окислительные свойства соли меди (II)

Налить в пробирку 3-4 мл раствора CuSO4 и прибавить такой же объем раствора KI. Наблюдать образование белого осадка CuI. Дать осадку отстояться и испытать раствор иодкрахмальной бумажкой.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнение реакции CuSO4 + KI = … и объяснить изменение окраски йодкрахмальной бумажки.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений меди (II).

Опыт 3. Получение оксида серебра

В пробирку налить 3-4 капли раствора AgNO3 и добавить 1-2 капли раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования оксида серебра.

Опыт 4. Действие щелочи на растворы солей металлов подгруппы цинка

Налить в четыре пробирки по 1-2 мл растворов солей цинка, кадмия, ртути (I) и ртути (II). В каждую пробирку по каплям прибавить раствор щелочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щелочи. Какой из осадков растворяется?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций взаимодействия вышеперечисленных солей с раствором щелочи.

. Написать молекулярное и ионные уравнения реакции растворения осадка в избытке щелочи.

Опыт 5. Окислительные свойства солей ртути

В пробирку налить 1-2 мл раствора нитрата ртути (II) и прибавить по каплям раствор SnCl2 до образования белого осадка хлорида ртути (I) Hg2Cl2. К осадку добавить избыток раствора SnCl2. Наблюдать постепенное образование серого осадка металлической ртути.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций образования Hg2Cl2 и металлической ртути.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути (II) и (I).

Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия

Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора соли цинка, в другую 1-2 мл раствора соли кадмия. В обе пробирки добавить по каплям раствор NH4ОН до образования осадков, а затем до полного их растворения.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования гидроксидов и аммиакатов цинка и кадмия.

Задачи для самостоятельного решения

.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

? AgNO3 ? AgCl ? [Ag(NH3)2]Cl ? Ag2S.


.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

? ZnO ? Zn ? ZnSO4 ? Zn(OH)2 ? Na2ZnO2.

.3. Составить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза:


а) CuSO4 + H2O ? …; б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O = …; в) CuCl2 + H2O ? ….


19.4. Вычислить ?Н° реакции восстановления ZnO углем с образованием СО. ( = -350,6 кДж/моль; = -110,5 кДж/моль).

(Ответ: 240,1 кДж).

.5. Написать уравнения реакций, сопровождающихся образованием свободного металла: а) AgNO3 + H2O2 + NaOH = …; б) H[AuCl4] + H2O2 + NaOH = ….

.6. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б) аммиака? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.

.7. Вычислить молярную концентрацию водного раствора сульфата меди

(? = 1,107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.

(Ответ: 0,63 моль/л).

.8. Закончить уравнения реакций: а) CuCl2 + NaOH = …;


б) CuO + HNO3 = …; в) Cu(СN)2 + КСN = …; г) CuSO4 + H2O ? … .


.9. Закончить уравнения реакций: а) Zn + NaNO3 + NaOH = …;


б) Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 = …; в) Hg + HNO3 (разб.) = …; г) Zn + H2SO4 (разб.) = ….


.10. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:


СuS ? CuO ? Cu ? CuSO4 ? Cu(OH)2 ? CuO.


.11. Можно ли восстановить медь из ее оксида водородом? Ответ мотивировать, вычислив ?G0 реакции CuO (к) + H2 (г) = Cu (к) + H2O (г).


( = -129,9 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).


.12. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами:


а) Сu + H2SO4 (конц.) = …; б) Au + H2SеO4 (конц.) = …;

в) Ag + HNO3 (разб.) = …; г) Cu + HNO3 (разб.) = ….


.13. Кусочек латуни (сплав цинка и меди) растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к одной части прибавили избыток аммиака, а к другой ? избыток щелочи. В растворе или в осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях? Написать уравнения соответствующих реакций.

.14. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: HgSO4 ? HgO ? HgCl2 ? HgS ? HgO ?Hg.

.15. Чему равна молярная масса эквивалентов кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? (Ответ: 56,2 г/моль).

.16. Закончить уравнения реакций: а) Hg2Cl2 + SnCl2 = …;


б) Cd + HNO3 (разб.) = …; в) Cd + H2SO4 (конц.) = …; г) Hg + HNO3 (разб.) = …

.17. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

? Cd(NO3)2 ? Cd(OH)2 ? [Cd(NH3)4](OH)2 ? CdSO4.


.18. Учитывая, что координационное число серебра равно двум, написать уравнения реакций образования комплексных соединений серебра и назвать их:


а) AgNO3 + KCN (избыток) = …; б) AgBr + Nа2S2O3 = …; в) AgCl + NH4OH = ….

.19. Какие вещества образуются при добавлении щелочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.

.20. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом - анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов. Вычислить значения стандартных ЭДС.


Лабораторная работа 20. Хром


Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.

Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d54s1), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

Концентрированные H2SO4, HNO3 и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H2SO4, вытесняя из них водород.

При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr2O3 - тугоплавкое вещество зеленого цвета, не растворимое в воде. Cr2O3 - амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:

O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O;

Cr2O3 + 3Na2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4.


Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:

Cr2(SO4)3 + 6КОН = 2Cr(OH)3? + 3К2SO4.

(OH)3 не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона: Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона: Cr(OH)3 + 3КОН = К3[Cr(OH)6].

Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO3 - вещество темно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, присущий иону CrO42?; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr2O72?.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы - в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:


CrO42? + 2H+ ? Н2O + Cr2O72? (оранжевая окраска);

Cr2O72? + 2OH? ? H2O + 2CrO42? (желтая окраска).


Хроматы и дихроматы - сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).


Выполнение работы


Опыт 1. Получение оксида хрома (III) (групповой)

В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции. Проверить растворимость последнего в воде.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

. Сделать вывод о растворимости в воде оксида хрома (III).

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли хрома (III) и добавить в каждую по каплям раствор щелочи до появления серо-зеленого осадка. Для определения свойств Cr(OH)3 добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щелочи до полного растворения осадков. (Пробирку с образовавшимся хромитом сохранить для опыта 3).

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения гидроксида хрома (III).

. Составить уравнения реакций взаимодействия Cr(OH)3 с кислотой и щелочью.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).

Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III)

В пробирку с хромитом натрия или калия, полученным в опыте 2, добавить пероксид водорода H2O2 до изменения окраски.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнение реакции KCrO2 + H2O2 + KOH =….

. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (III).

Опыт 4. Взаимные переходы хромата и дихромата

Налить в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия K2CrO4, а в другую - столько же дихромата калия K2Cr2O7. Заметить окраску в обеих пробирках. В первую пробирку добавить 1-2 мл раствора H2SO4 , во вторую 1-2 мл раствора щелочи. Наблюдать изменения окраски.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций перехода хромата в дихромат в кислой среде и дихромата в хромат в щелочной среде.

. Сделать вывод о влиянии реакции среды на устойчивость хроматов и дихроматов.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора K2Cr2O7 и подкислить растворы 1 мл разбавленной H2SO4. Затем в одну пробирку прилить немного свежеприготовленного раствора сульфита натрия, во вторую - раствора нитрита калия. Как изменится окраска растворов?

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнения реакций:

Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 =…;Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 =….


. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (VI).

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = …;

б) CrO3 + NaOH = …; в) CrCl3 + H2O ? …; г) Cr2O3 + H2SO4 =….

20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным энтальпиям образования: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr.

(= -1440,6 кДж/моль; = -1676 кДж/моль).

(Ответ: -235,4 кДж).

.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

2Cr2O7 ? Na2CrO4 ? Na2Cr2O7 ? CrCl3.

20.4. Закончить уравнения реакций: а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH = …;

б) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = …; в) Cr2(SO4)3 + H2O ? ….

20.5. Какой объем хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты?

(Ответ: 67,2 л).

.6. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде хлорида хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с пероксидом водорода (H2O2).

.7. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cr2O3 ? Cr2(SO4)3 ? Cr(OH)3 ? K3[Cr(OH)6].

.8. Можно ли восстановить хром из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ?G° реакции: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr.

(= -1050 кДж/моль; = -1582 кДж/моль).

.9. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде сульфата хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с диоксидом свинца (PbO2).

.10. Учитывая, что координационное число хрома (III) равно 6, написать уравнения реакций образования комплексных соединений хрома и назвать их: а) CrCl3 + KCN (избыток) = …; б) Cr(OH)3 + NaOH (избыток) = …;

в) CrCl3 + NH4OH (избыток) = ….

.11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей хрома: а) Cr2(SO4)3 + K2CO3 + H2O = …;

б) Cr(NO3)3 + H2O ? …; в) CrCl3 + Na2S + H2O = ….

.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции

2СrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O.

.13. При сплавлении хромита железа Fe(CrO2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают степени окисления +6 и +3. Составить уравнение реакции.

.14. Можно ли получить хром восстановлением Cr2O3 водородом с образованием водяного пара при стандартном состоянии всех веществ? Ответ обосновать, рассчитав ?G° реакции

2O3 + 3Н2 = 3Н2O (г) + 2Cr.


(= -1050 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

.15. Закончить уравнения реакций: а) Na2CrO4 + H2SO4 = …;

б) Na2Cr2O7 + NaOH = …; в) Na2Cr2O7 + HCl = …; г) Cr + HCl = ….

20.16. Закончить уравнения реакций окисления соединений хрома (III):

а) Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 …; б) Cr(NO3)3 + NaBiO3+ HNO3 = ….

20.17. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции

2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

20.18. Закончить уравнения реакций:

а) Cr2O3 + H2SO4 = …; б) Cr2O3 + КОН …;

в) Cr2O3 + КОН + KMnO4 = …

.19. Предложить 4 способа получения Cr2O3 Составить соответствующие уравнения реакций.

.20. Какая масса дихромата калия требуется для приготовления 2 л 0,1 н. (по отношению к реакциям окисления в кислой среде) раствора K2Cr2O7?

(Ответ: 9,8 г).

Лабораторная работа 21. Марганец


Цель работы: изучить химические свойства соединений марганца.

Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это

d-металл. Электронная структура внешнего энергетического уровня его атома выражается формулой 3d54s2. Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4.

В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn+2O, Mn2+3O3, Mn+4O2, Mn+6O3, Mn2+7O7

С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn2O3 и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер. Нерастворимый в воде Mn(OH)2 на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурый Mn(OH)3:


Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)3


Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца:


Mn(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)4 = 4MnO(OH)2 + 4H2O


Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) - восстановители.

Оксид марганца (IV) MnO2 - темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H2SO4 он дает крайне неустойчивую соль Mn(SO4)2, а при сплавлении со щелочами образует манганиты:

2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O.

2 ? сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II):

2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.


Действием более сильных окислителей MnO2 может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII):


2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O.

2MnO4 ? манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H2MnO4. Не получен и оксид Mn (VI) - MnO3. Растворы манганатов окрашены в темно-зеленый цвет, присущий ионам MnO42?. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют:

3K2MnO4 + 2H2O = 2КMnO4 + MnO2 + 4KOH.


Все производные Mn (VI) являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII):

2MnO4 + Сl2 = 2КMnO4 + 2KCl.


Оксид марганца (VII) Mn2O7 - зеленовато-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO4 известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO4)?. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода:


КMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.


Производные Mn (VII) - сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной - до MnO2, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV).


Выполнение работы


Опыт 1. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли марганца (II) и в каждую добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметить его цвет. В одну из пробирок прилить раствор кислоты, другую оставить на воздухе и наблюдать изменение цвета осадка. Осадок сохранить для опыта 3.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение реакции образования Mn(ОН)2.

. Написать уравнение реакции растворения гидроксида марганца (II) в кислоте.

. Написать уравнение реакции окисления гидроксида марганца (II) на воздухе до MnО(ОН)2

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах Mn(ОН)2.

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (II)

В пробирку налить 2-3 мл раствора азотной кислоты HNO3 (1:1) и 2-3 капли раствора сульфата марганца MnSO4, перемешать и на кончике шпателя добавить висмутата натрия NaBiO3. По изменению окраски раствора определить образовавшееся соединение.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнение реакции

4 + NaBiO3 + HNO3 = …


. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (II).

Опыт 3. Окислительные свойства соединений марганца (IV)

Приготовить 2-3 мл раствора сульфата железа (II), подкислить его 1-2 мл разбавленной H2SO4 и добавить к осадку, полученному в опыте 1. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение реакции взаимодействия MnO(ОН)2 с FeSO4 в кислой среде.

. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет соединение марганца (IV) в данной реакции.

Опыт 4. Разложение перманганата калия

В сухую пробирку поместить шпатель перманганата калия и нагреть на пламени спиртовки. К отверстию пробирки поднести тлеющую лучинку. Что наблюдается? Какой газ выделяется при разложении KМnO4? Нагревание продолжить до прекращения выделения газа. Пробирку охладить и влить в нее 2-3 мл воды. По окраске образовавшегося раствора и осадка определить соединения.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение реакции разложения KМnO4 при нагревании и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

. Закончить уравнение реакции K2МnO4 + Н2О = … и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора KМnO4, 0,5-1 мл раствора H2SO4 и

2-3 мл раствора пероксида водорода Н2O2. Отметить обесцвечивание раствора и выделение газа.

·К 1-2 мл раствора сульфата марганца MnSO4 по каплям прилить раствор перманганата калия до выделения бурого осадка MnO2. При помощи универсальной индикаторной бумаги убедиться, что реакция раствора стала кислой.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнения реакций: KМnO4 +Н2O2 + H2SO4 = …;

MnSO4 + KМnO4 + Н2О = ….

. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (VII).

Опыт 6. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия

В три пробирки налить по 2-3 мл раствора перманганата калия и добавить: в первую - 1-2 мл раствора серной кислоты, во вторую - столько же воды, а в третью 1-2 мл концентрированной щелочи. Во все три пробирки добавить по каплям раствор нитрита калия КNO2 до исчезновения фиолетового окрашивания. По окраскам полученных растворов и осадков определить соединения марганца.

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнения реакций:

МnO4 + КNO2 + H2SO4 = …;

KМnO4 + КNO2 + Н2О = …;

KМnO4 + КNO2 + КОН = ….


. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, нейтральной и щелочной среде.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);

б) металлического марганца; в) KMnO4? Составить соответствующие уравнения реакций.

.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в кислой среде? (Ответ: 1,58 г).

.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции

4 + PH3 + H2SO4 = H3PO4 + ….


Какая масса H3PO4 образуется, если в реакции участвовало 17 г PH3?

(Ответ: 31,6 г/моль; 49 г).

.4. Под действием HNO3 манганаты диспропорционируют следующим образом: 3K2MnO4 + 4HNO3 = 2KMnO4 + MnO2 + 4KNO3 + 2H2O.

Какой объем раствора HNO3 (? = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).

.5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.

.6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + Н2О = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 2,63 г).

.7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H2SO4 = …;

б) Mn2O7 + KOH = …; в) MnSO4 + KClO3 + KOH K2MnO4 + ….

.8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = …;

б) восстановительные MnSO4 + PbO2 + HNO3 = …;

в) окислительные и восстановительные одновременно K2MnO4 + H2O = ….

.9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:

а) MnO2 + KI + H2SO4 = …; б) MnO2 + KNO3 + KOH = ….

21.10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO4 в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций:


а) KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 = …;

б) KMnO4 + К2SO3 + КОН = …; в) KMnO4 + К2SO3 + H2O = ….


.11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 =…. На восстановление KMnO4 израсходовано 47 мл 0,208 н. раствора FeSO4. Какая масса KMnO4 содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).

.12. Закончить уравнения реакций: а) Mn + H2SO4 (разб.) = …;


б) MnCl2 + KOH = …; в) MnCl2 + H2O ? …; г) Mn + HNO3 (разб.) = ….


.13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + КОН = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 7,9 г).

.14. Можно ли восстановить марганец из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ?G° реакции 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.

(= -464,8 кДж/моль; = -1582 кДж/моль).

.15. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить соответствующие уравнения реакций.

.16. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = ….

.17. По стандартным энтальпиям образования вычислить тепловой эффект реакции получения марганца 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.

(= -519,4 кДж/моль; = -1676 кДж/моль).

(Ответ: ?1793,8 кДж).

.18. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2SO4 (конц.) = …;

б) Mn2O7 + HCl = …; в) Mn2O7 + NaOH = …; г) MnO2 + KOH = ….

.19. За 10 мин из раствора MnSO4 ток силой 5 А выделил 0,85 г Mn. Определить молярную массу эквивалентов марганца. (Ответ: 27,3 г/моль).

.20. Закончить уравнения реакций: а) K2MnO4 + Cl2 = …;

б) Mn(NO3)2 + H2O ? …; в) MnSO4 + H2O ? …; г) MnCl2 + NaOH = ….

Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде.


Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель


Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта, никеля.

Задание: получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные свойства; убедиться на опытах, что соединения железа (II) проявляют восстановительные, а железа (III) - окислительные свойства; получить комплексные соединения никеля и кобальта. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d-элементам. Электронное строение 3dn4s2 (n = 6, 7, 8). Степени окисления +2, +3 и +6 (для Fe).

В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.

В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).

Под действием концентрированной H2SO4 и дымящей HNO3 при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO3 могут быть (в зависимости от концентрации) NH4NO3, N2, N2O: Только концентрированная HNO3 при нагревании растворяет железо с образованием солей

(III).

4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;

Fe + 12HNO3 = 5Fe(NO3)2 + N2 + 6H2O;+ 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 6H2O.


Кобальт и никель растворяются в HNO3 с образованием солей М (II) и выделением NO2 в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.

Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M2O3 и М3О4 (МО . М2О3).

Оксид железа Fe+6O3, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли ? ферраты Na2FeO4, K2FeO4.

Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)2 обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах. М(ОН)2 получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)2 легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)3:


4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3.


Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде двух модификаций ? синей и розовой, окисляется в Со(ОН)3 под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)2. Под действием окислителей Н2О2, Br2 окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)2 и Со(ОН)2 гидроксид Ni(OH)2 устойчив на воздухе и устойчив к действию Н2О2. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl2, Br2):


2Ni(OH)2 + Br2 + 2NaOH = 2Ni(OH)3 + 2NaBr.


Оксид Fe2O3 и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:


Fe2O3 + Na2CО3 2NaFeO2 + CО2.


Оксиды Co2O3 и Ni2O3 и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)3 и Ni(OH)3 плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли

М (II) и продкуты окисления, например:


Cо2O3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O;


Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со2+ и Ni2+ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду

металл химический соль реакция

Fe ? Co ? Ni .


Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.

Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.

Выполнение работы


Опыт 1. Получение и свойства гидроксида железа (II)

Налить в пробирку 1-2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4 и прилить такой же объем щелочи. Наблюдать выделение осадка. Через несколько минут наблюдается побурение осадка. Почему?

Требования к результатам опыта

. Написать уравнения реакций получения гидроксида железа (II).

. Составить уравнеие реакии окисления гидроксида железа (II). до Fe(ОН)3 под действием кислорода воздуха и воды.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида кобальта (II)

Налить в две пробирки по 1-2 мл раствора СоСl2, добавить 1-2 мл раствора щелочи. Наблюдать осаждение синей формы Со(ОН)2. Нагреть содержимое одной пробирки. Образуется Со(ОН)2 розового цвета. При стоянии на воздухе Со(ОН)2 окисляется до Со(ОН)3. Быстро ли происходит эта реакция?

В другую пробирку с Со(ОН)2 прилить несколько капель раствора пероксида водорода Н2О2. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II) и окисление его на воздухе до Со(ОН)3.

. Написать уравнение реакции окисления Со(ОН)2 пероксидом водорода.

. Сделать вывод о скорости окисления Со(ОН)2 под действием кислорода воздуха и пероксида водорода.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксида никеля (II)

В пробирку налить 1-2 мл раствора NiCl2, добавить столько же раствора щелочи. Наблюдать образование осадка, отметить его цвет. Затем прилить несколько капель пероксида водорода. Изменяется ли цвет осадка?

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения гидроксида никеля (II).

. Сделать вывод о характере изменения восстановительной активности в ряду Fe(OH)2 - Co(OH)2 - Ni(OH)2.

Опыт 4. Восстановительные свойства иона Fe2+

Налить в пробирку 1-2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4, добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и прилить раствор перманганата калия KMnO4. Почему происходит обесцвечивание?

Требования к результатам опыта

. Закончить уравнение реакции

4 + FeSO4 + Н2SO4 = ….


. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) характерны для соединений железа (II).

Опыт 5. Окислительные свойства иона Fe3+

К 1-2 мл раствора иодида калия KI прилить 1-2 мл хлорида железа (III) FeCl3 до появления коричневой окраски раствора. Раствор разбавить до бледно-желтого цвета и опустить в него полоску йодкрахмальной бумаги. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции взаимодействия иодида калия с хлоридом железа (III).

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений железа (III).

Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта

К 1-2 мл раствора соли кобальта (II) прилить такой же объем концентрированного раствора KSCN. Образуется комплексная соль кобальта, раствор которой имеет синюю окраску.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования комплексной соли кобальта, учитывая, что координационное число кобальта равно 4.

Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля

Налить в пробирку 1-2 мл раствора соли никеля (II), прилить раствор NH4OH до образования осадка основной соли. К полученному осадку прилитьизбыток гидроксида аммония до растворения осадка. Наблюдать образование сине-фиолетового раствора аммиаката никеля.

Требования к результатам опыта

. Составить уравнение реакции образования основной соли никеля (II).

. Составить уравнение реакции образования комплексной соли никеля, учитывая, что координационное число никеля равно 4.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Закончить уравнения реакций: а) Fe + H2SO4 (разб.) = …;

б) Fe + HNO3 (оч. разб.) = …; в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Co + HCl = ….

.2. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (III) с соляной кислотой.

.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

? FeSO4 ? Fe(OH)2 ? Fe(OH)3 ? FeCl3.


.4. Могут ли в растворе находиться совместно следующие вещества:


а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH;

в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6; г) FeSO4 и K3[Fe(CN)6?


Для взаимодействующих веществ составить уравнения реакций.

.5. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению

3O4 + CO = 3FeO + CO2.


Вычислить ?G°х.р. и сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при 298 К. В каком направлении сместится равновесие этой реакции при повышении температуры?

(= -1014,2 кДж/моль; = -137,1 кДж/моль,

= -244,3 кДж/моль, -394,4 кДж/моль).

(Ответ: 24 кДж).

.6. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

? FeСl2 ? Fe(CN)2 ? K4[Fe(CN)6] ? K3[Fe(CN)6].


.7. Закончить уравнения реакций: а) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …;


б) Fe(OH)3 + HCl = …; в) Co(OH)3 + HCl = …; г) Ni(OH)3 + HCl = ….


.8. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:


Ni ? Ni(NO3)2 ? Ni(OH)2 ? Ni(OH)3 ? NiCl2.


.9. Какие степени окисления проявляет железо в своих соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

.10. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей: а) FeCl2 + H2O ? …; б) NiSO4 + H2O ? …;

в) Co(NO3)2 + H2O ? …; г) Fe2(SO4)3 + H2O ? ….


.11. Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (K2FeO4, BaFeO4): а) KOH + FeCl3 + Br2 = K2FeO4 + …;

б) K2FeO4 + BaCl2 = …; в) Fe2O3 + KNO3 + KOH = KNO2 + ….

22.12. Закончить уравнения реакций образования комплексных соединений и назвать их, учитывая, что координационное число железа равно 6, а кобальта и никеля 4. а) Fe(CN)2 + KCN = …;

б) Co(SCN)2 + NH4SCN (избыток) = …; в) NiSO4 + NH4OH (избыток) = ….

.13. Сколько часов надо вести электролиз раствора FeSO4, чтобы при силе тока в 2 А выделилось 279,2 г чистого железа? (Ответ: 133,6 ч).

.14. Рассчитать молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = ….

.15. Определить тепловой эффект реакции 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2, если в реакции участвует 59,2 г FeS2, а энтальпии образования реагирующих веществ равны: = -148,5 кДж/моль; = -803,3 кДж/моль;


= -297,4 кДж/моль. (Ответ: -418,3 кДж).


.16. Состав комплексной соли кобальта выражается эмпирической формулой CoCl3?4NH3. При взаимодействии с нитратом серебра осаждается лишь одна треть содержащегося в соли хлора. Учитывая, что координационное число кобальта в этом соединении 6, определить, какие лиганды входят в состав комплексного иона и написать координационную формулу соли.

.17. По стандартным энтальпиям образования веществ вычислить тепловой эффект реакции, протекающей при выплавке чугуна,

Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2.

(= -110,5 кДж/моль; = -393,5 кДж/моль;

= -822,2 кДж/моль; = -1117,1 кДж/моль).


(Ответ: -50,6 кДж).

.18. Закончить в молекулярном и ионном виде уравнения качественных реакций на ион Fe3+: а) Fe2(SO4)3 + KOH = …; б) FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = …;


в) Fe(NO3)3 + KSCN = ….


.19. Закончить уравнения реакций: а) FeSO4 + Br2 + H2SO4 = …;


б) FeCl3 + H2S = …; в) FeCl3 + Na2CO3 + H2O = …; г) Fe + HNO3 (разб.) = ….


.20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым при повреждении поверхности а) луженого, б) оцинкованного; в) никелированного железа? Составить схемы образующихся гальванических элементов. Написать уравнения реакций катодных и анодных процессов.

Лабораторная работа 23. Галогены


Цель работы: изучить химические свойства галогенов и их соединений.

Задание: провести опыты по получению хлора и хлорной воды; определить состав хлорной воды и проверить ее окислительные свойства; проделать качественную реакцию на иод; провести реакции взаимодействия концетрированной серной кислоты с NaCl, KBr и KI. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Галогены ? фтор, хлор, бром, йод, астат ? расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns2np5). Характерная степень окисления галогенов ?1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО2, PbО2, KMnO4, K2Cr2O7, KClO3.

Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители.

Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании.

Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду.

Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F?), причем их восстановительная способность увеличивается от С1? ?к I?.

Соединения галогенов с водородом - галогеноводороды - бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF ? НCl ? НBr ? HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H2SO4. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr3 и PI3.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение хлора и хлорной воды

(Проводить в вытяжном шкафу!). В сухую пробирку поместить 2 шпателя оксида марганца (IV) MnO2, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 2-3 мл концентрированной HCl. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в пробирку, заполненную наполовину водой. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки слегка подогреть. Отметить цвет образующегося газа. Хлор пропускать в воду до полного прекращения реакции. Пробирку с хлорной водой закрыть пробкой и сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций получения хлора и хлорной воды.

Опыт 2. Определение состава хлорной воды

В три пробирки налить по несколько капель хлорной воды. В одну пробирку добавить 1-2 капли раствора синего лакмуса и наблюдать переход синей окраски в красную, а затем постепенное исчезновение окраски. В другую пробирку добавить несколько капель АgNO3 до выпадения осадка, в третью - концентрированного раствора щелочи до исчезновения запаха хлорной воды.

Требования к результатам опыта

. Объяснить переход синей окраски лакмуса в красную, а затем исчезновение окраски.

2. Написать уравнения реакций AgNO3 с HCl и хлорной воды со щелочью.

. Сделать вывод о составе хлорной воды.

Опыт 3. Окислительные свойства хлорной воды

Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора KBr , в другую - столько же KI и в каждую прибавить по 1-2 мл хлорной воды, В какой цвет окрашиваются растворы? Прилить в обе пробирки по 0,5-1 мл органического растворителя (CCl4, бензина), обратить внимание на его цвет. Содержимое пробирок сильно взболтать. Отметить изменение окраски органического растворителя.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия КВг и KI с хлорной водой.

. Сделать вывод о растворимости брома и йода в воде и органическом растворителе.

Опыт 4. Растворимость йода и качественная реакция на йод

Поместить в пробирку 1 шпатель кристаллического йода, прилить 2-3 мл воды и энергично взболтать. Отметить окраску раствора. Слить полученную йодную воду в другую пробирку и добавить к ней несколько капель раствора крахмала. Нагреть пробирку, а затем охладить под краном струей холодной воды. Объяснить явления, которые при этом происходят. К оставшимся в первой пробирке кристаллам йода добавить 2-3 мл раствора KI. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Сделать вывод о растворимости йода в воде и растворе иодида калия.

Опыт 5. Получение и свойства хлороводорода

(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку один шпатель NaCl и прилить 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Проверить действие выделяющегося газа на влажную индикаторную бумагу.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции получения HCl.

Опыт 6. Взаимодействие бромидов и иодидов с концентрированной H2SO4

(Проводить в вытяжном шкафу!). В две сухие пробирки отдельно поместить по 2 шпателя KBr и KI и осторожно добавить в каждую из них по 1-2 мл концентрированной H2SO4. Что наблюдается? Для прекращения реакций в пробирки добавить раствор щелочи.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия бромида и иодида калия с концентрированной H2SO4.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с водой и назвать образующиеся соединения галогенов.

.2. Закончить уравнения реакций:


а) NaClO + Ni(OH)2 + H2SO4 = …; б) NaCrO2 + Br2 + NaOH = ….

в) I2 + Cl2 + H2O = …;


.3. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с растворами щелочей (горячими и холодными) и назвать образующиеся соединения галогенов.

.4. Какую массу бертолетовой соли KClO3 можно получить из 168 г гидроксида калия? (Ответ: 61,2 г).

.5. Привести уравнения реакций получения галогеноводородов.

.6. Какой объем хлороводорода HCl (условия нормальные) необходим для приготовления 1 л 10 %-го раствора соляной кислоты (плотность 1,05 г/мл)? Определить молярную концентрацию эквивалентов полученного раствора.

(Ответ: 64,4 л; 2,9 моль/л).

.7. Какая масса металлического цинка прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 112 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0,327 г).

.8. Какая масса металлического алюминия прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 336 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0,27 г).

.9. Закончить уравнения реакций:


а) KClO3 + FeSO4 + H2SO4 = …;

б) SO2 + Br2 + H2O = …; в) HI + H2SO4 = ….


.10. В 1 л раствора содержится 8 г HClO4. Определить молярную концентрацию эквивалентов хлорной кислоты, если реакция протекает по уравнению: HClO4 + SO2 + H2O = HCl + H2SO4. (Ответ: 0,64 моль/л).

.11. Закончить уравнения реакций: а) KBrO3 + KBr + H2SO4 = …;


б) KMnO4 + HI = …; в) KClO3 + KI + H2SO4 = ….


.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции KIO3 + KI + H2SO4 = I2 +….

.13. Закончить уравнения реакций: а) Cl2O7 + NaOH = …;


б) Cl2O + Mg(OH)2 = …; в) MnO2 + HCl = …; г) HClO + NaOH = ….


.14. В результате взаимодействия перманганата калия KMnO4 массой 31,6 г с соляной кислотой был получен хлор (условия нормальные). Рассчитать, какая масса диоксида марганца MnO2 потребуется для получения такого же количества хлора по реакции взаимодействия MnO2 с соляной кислотой.

(Ответ: 43,5 г).

.15. В какой массе воды надо растворить 67,2 л HCl при нормальных условиях, чтобы получить 9 %-й раствор HCl. (Ответ: 1107 г).

.16. Закончить уравнения реакций:


а) I2 + HNO3 (конц.) = …; б) Al + Br2 = …;

в) I2O5 + NaOH = …; г) NaCrO2 + Br2 + NaOH = ….


.17. Закончить уравнения реакций получения в свободном виде хлора, брома и иода: а) HCl + MnO2 = …; б) KMnO4 + HCl = …;


в) NaBr + Cl2 = …; г) KI + Cl2 = ….


.18. Закончить уравнения реакций, в которых ионы Cl?, Br?, I? являются восстановителями: а) HCl + KClO3 = …; б) HI + H2SO4 (конц.) = …;


в) HBr + K2Cr2O7 = …; г) KI + KNO2 + HCl = NO + ….


.19. Закончить уравнения реакций, в которых галогены (в соединениях) проявляют окислительные свойства:


а) KI + NaClO + H2SO4 = …; б) Na2S + NaBrO + H2SO4 = …;

в) MnSO4 + KClO3 + KOH = …; г) HClO3 + H2SeO3 = ….


.20. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений: NaCl ? HCl ? Cl2 ? KClO3.


Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода


Цель работы: изучить химические свойства кислорода и пероксида водорода.

Задание: получить кислород; убедиться на опытах, что пероксид водорода обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы и относится к р-элементам. На внешнем уровне атома кислорода содержится 6 электронов (2s22p4). В соединениях со всеми элементами (кроме фтора) кислород проявляет степень окисления ?2, а в пероксиде водорода Н2O2 и его производных ?1.

В лаборатории кислород получают чаще всего термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, например KClO3, КМnО4, KNO3 и др.

Кислород химически активен; при нагревании он непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ, образуя оксиды. Общая схема окислительного действия кислорода: O2 + 4? = 2О2?. Кроме того, молекула O2 , присоединяя или теряя электроны, образует соединения пероксидного типа, из которых наибольшее практическое значение имеют производные пероксид-иона O22? ? пероксид водорода Н2O2 и пероксиды Na2O2, BаO2.

Пероксиды проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства, причем последние выражены сильнее. Для Н2O2 характерен распад по типу диспропорционирования:


Н2О2?1 = 2H2O?2 + O20 .

Процесс распада ускоряется при освещении, нагревании, а также в присутствии катализаторов (МпO2, Fe2O3 и др.).

Пероксид водорода в водных растворах ведет себя как очень слабая
кислота.

Выполнение работы


Опыт 1. Получение кислорода

Насыпать в сухую пробирку 2 шпателя перманганата калия КМnО4, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и нагреть. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции разложения перманганата калия, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 2. Разложение пероксида водорода

В две пробирки налить по 1-2 мл пероксида водорода. Одну пробирку слегка нагреть, а во вторую добавить немного оксида марганца (IV) MnO2. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Отметить свои наблюдения.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции разложения H2O2.

. Сделать вывод о роли оксида марганца (IV) в реакции разложения Н2О2.

Опыт 3. Окислительные свойства пероксида водорода

·Налить в пробирку 1-2 мл иодида калия KI, столько же разбавленной серной кислоты и добавить раствор Н2O2. Какое вещество выделилось?

·В пробирку налить 1-2 мл раствора соли хрома (Ш), добавить концентрированной щелочи до растворения первоначально образующегося осадка и прилить 2-3 мл Н2O2. Наблюдать изменение окраски раствора.

·К 1-2 мл раствора MnSO4 добавить столько же разбавленной щелочи и 2-3 мл раствора пероксида водорода. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: KI + H2O2 + H2SO4 = …;


Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH = …;+ H2O2 + NaOH = ….


В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Восстановительные свойства пероксида водорода

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора перманганата калия KMnO4 добавить

1-2 мл разбавленной серной кислотой и 2-3 мл раствора Н2О2. В пробирку внести тлеющую лучинку. Что происходит?

·К 5-10 каплям раствора нитрата серебра AgNO3 добавить 1-2 мл разбавленной щелочи и 2-3 мл раствора пероксида водорода. Наблюдать образование черного осадка металлического серебра. В пробирку внести тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = …;

3 + H2O2 + NaOH = ….


В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах Н2О2.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить уравнения реакций получения кислорода в лабораторных условиях. Как получают кислород в промышленности?

.2. Какой объем кислорода (условия нормальные) можно получить при разложении 200 мл 15,5 %-го раствора пероксида водорода Н2О2, плотность раствора 1,1 г/мл? (Ответ: 11,2 л).

.3. Закончить уравнения реакций:

а) P + O2 = …; б) Al + O2 = …; в) H2S + O2 = …; г) Na2O + CO2 = ….

.4. Закончить уравнения реакций: а) Na2O + SO3 = …; б) Na2O + Al2O3 = …;

в) Al2O3 + SO3 = …; г) ВаО + H2O = …; д) Cl2O7 + H2O = ….

24.5. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет пероксид водорода? Закончить уравнения реакций:

а) KI + H2O2 + H2SO4 = …; б) Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH = ….

24.6. Определить массовую долю (%) Н2О2 в растворе, если при разложении

г его выделилось 5,6 л кислорода (условия нормальные). (Ответ: 3,4 %).

.7. Закончить уравнения реакций: а) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH = …;

б) Ag2O + H2O2 = …; в) MnO2 + H2SO4 (конц.) = ….

24.8. При термическом разложении перманганата калия образовался объем кислорода (условия нормальные), равный объему О2, который получился в результате разложения водой 18,32 г Na2O2. Рассчитать массу разложившегося KMnO4. (Ответ: 37,1 г).

.9. Закончить уравнения реакций: а) AgNO3 + H2O2 + KOH = …;

б) Cl2 + H2O2 = …; в) Co(OH)2 + H2O + O2 = ….

24.10. Написать уравнения реакций получения кислорода: а) из оксида марганца (IV); б) из оксида ртути (II); в) из нитрита калия.

.11. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 + K2CO3 = …;

б) AuCl3 + H2O2 + NaOH = …; в) KClO3 ….

24.12. Сколько миллилитров 3 %-го раствора пероксида водорода (плотность раствора 1,1 г/мл) и воды надо взять для получения 750 мл 0,1 М раствора Н2О2? (Ответ: 77,27 мл Н2О2; 672,73 мл Н2О).

.13. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 = …;

б) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …; в) KMnO4 ….

24.14. Какой объем 3 %-ного раствора Н2О2 (? = 1,1 г/мл) и какая масса кристаллического KMnO4 прореагировали в кислой среде, если в результате реакции выделилось 1,12 л кислорода при нормальных условиях?

(Ответ: 51,52 мл Н2О2; 3,16 г KMnO4).

.15. Закончить уравнения реакций получения пероксида водорода:

а) BaO2 + H2SO4 = …; б) Na2O2 + H2O = …; в) BaO2 + CO2 + H2O = ….

24.16. Написать уравнения реакций получения кислорода разложением:

а) KMnO4; б) K2Cr2O7; в) HgO.

.17. При взаимодействии подкисленного раствора KI с раствором Н2О2 массой 0,8 г выделилось 0,3 г йода. Вычислить массовую долю (%) Н2О2 в растворе. (Ответ: 5 %).

.18. Для полного обесцвечивания 20 мл 0,02 М раствора KMnO4 в сернокислой среде потребовался равный объем раствора Н2О2. Какова молярная концентрация Н2О2? Какой объем кислорода (условия нормальные) выделился при этом? (Ответ: 0,05 М; 22,4 мл).

.19. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4= …;

б) MnSO4 + H2O2 + KOH = …; в) HIO3 + H2O2 = ….

24.20. Какая масса 3,4 %-го раствора Н2О2 требуется для окисления 100 мл 1 М раствора FeSO4 в присутствии H2SO4? (Ответ: 50 г).


Лабораторная работа 25. Сера


Цель работы: изучить химические свойства серы и ее соединений.

Задание: исследовать поведение серы при различных температурах; получить сероводород и изучить его свойства; провести реакцию взаимодействия серы со щелочью и исследовать окислительно-восстановительные свойства продуктов реакции; убедиться на опытах, что концентрированная серная кислота обладает окислительными и водоотнимающими свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Сера находится в главной подгруппе VI группы. Атом серы на внешнем уровне имеет 6 электронов (3s23p4). В своих соединениях сера проявляет степени окисления ?2, +4, +6 и редко +2.

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При обычной температуре устойчива ромбическая сера. При 96 °С ромбическая сера переходит в моноклинную. Кристаллы ромбической и моноклинной серы состоят из кольцевых молекул S8 и отличаются друг от друга взаимной ориентацией колец. Моноклинная сера плавится при 119 °С, превращаясь в янтарно-желтую легкоподвижную жидкость. Около 160 °С кольца молекул S8 разрываются, образуя бесконечные опирали S?, жидкость темнеет и при 200 °С становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву и укорачиванию спиральных молекул серы и вязкость жидкой серы уменьшается. При 445 °С сера закипает, образуя оранжево-желтые пары, состоящие из молекул S8 , S6 , S4 , S2. При выливании кипящей серы в холодную воду образуется пластическая сера, которая постепенно переходит в ромбическую.

Сера - достаточно активный неметалл. При нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. С водой и разбавленными кислотами сера не реагирует. При нагревании взаимодействует с растворами щелочей:


S +6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O.


Водородное соединение серы - сероводород Н2S , ядовитый газ с неприятным запахом. Растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту. Соли ее называют сульфидами. Сероводород и сульфиды обладают восстановительными свойствами.

В лаборатории сероводород получают действием кислот на сульфид железа. Сероводород горит на воздухе голубоватым пламенем, образуя SО2 и Н2О. При недостатке кислорода он переходит в свободную серу.

Из соединений серы со степенью окисления +4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO2 (сернистый газ) - бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO2 хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н2SO3 неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли (сульфиты) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее.

Из соединений серы со степенью окисления +6 наибольшее значение имеет серная кислота - H2SO4. Это сильная кислота, с водой смешивается в любых соотношениях с выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов. Легко поглощает пары воды из воздуха, отщепляет воду от многих органических веществ (клетчатка, сахар и др.), обугливая их.

Концентрированная H2SO4 - сильный окислитель. Неметаллы окисляются ею до своих оксидов, а сама серная кислота восстанавливается в SО2. Взаимодействие H2SО4 с металлами протекает различно в зависимости от ее концентрации и активности металла.

Выполнение работы


Опыт 1. Поведение серы при различных температурах

Сухую пробирку на 1/3 ее объема наполнить серой и медленно нагревать на пламени спиртовки, все время встряхивая. Следить за изменением вязкости и цвета расплавленной серы. Кипящую серу тонкой струей вылить в стакан с холодной водой. Слить воду из стакана и убедиться в пластичности серы. Кусочек пластической серы оставить до конца занятия. Сохраняет ли она свои свойства?

Требование к результатам опыта

Дать объяснение всем наблюдаемым при опыте изменениям.

Опыт 2. Получение и свойства сероводорода

(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку 1 шпатель сульфида железа (II) FeS, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 1-2 мл разбавленной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогреть. Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию трубки поочередно полоски влажной индикаторной бумаги и фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Что наблюдается?

Выделяющийся из пробирки газ зажечь у отверстия трубки. Подержать над пламенем влажную индикаторную бумагу. Что наблюдается?

Внести в пламя горящего сероводорода фарфоровую чашку и наблюдать появление на ней желтого пятна.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции получения сероводорода.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах сероводорода.

. Закончить уравнения реакций: H2S + Pb(NO3)2 = …;

H2S + O2 (избыток) = …;

H2S + O2 (недостаток) = ….

Опыт 3. Взаимодействие серы со щелочами

В пробирку поместить 1 шпатель порошка серы и прилить 3-4 мл концентрированного раствора щелочи. Содержимое пробирки прокипятить до пожелтения раствори. Раствор сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Закончить уравнение реакции S + NaОН = …, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 4. Восстановительные свойства сульфидов и сульфитов

Налить в пробирку 1?2 мл раствора перманганата калия KMnO4, подкислить его разбавленной серной кислотой и прибавить немного раствора, полученного в опыте 3. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + Na2S + H2SO4 = …;

4 + Na2SO3 + H2SO4 = ….


В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфидов.

Опыт 5. Окислительные свойства сульфитов

К 1?2 мл раствора, полученного в опыте 3, прилить несколько капель разбавленной соляной кислоты. Что происходит?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции Na2SО3 + HCl = ….

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфитов.

Опыт 6. Окислительные свойства серной кислоты

В две сухие пробирки поместить по маленькому кусочку серы и угля, налить в них по 1?2 мл концентрированной серной кислоты. Пробирки осторожно нагреть и наблюдать постепенное окисление неметаллов.

Требование к результатам опыта

Написать уравнения реакций окисления серы и угля (С) концентрированной серной кислотой.

Опыт 7. Водоотнимающее свойство серной кислоты

·В пробирку налить 1-2 мл концентрированной серной кислоты и опустить в нее лучинку.

·В пробирку насыпать 2 шпателя CuSO4?5Н20 и добавить 1-2 мл концентрированной серной кислоты.

Требование к результатам опыта

Объяснить наблюдаемые явления.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = …;

б) H2S + H2O2 = …; в) H2S + NaOH = …; г) Na2S + H2O ? ….

25.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H2SO3: а) с сероводородом; б) с кислородом.

.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной - с медью и серебром.

.4. Какой объем диоксида серы SO2 при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л).

.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций.

.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив ?G° реакции 2H2S (г) + O2 (г) = 2S (к) + 2H2O (ж).

(= -33,8 кДж/моль; = -237,3 кДж/моль).

(Ответ: -407 кДж).

.7. Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероуглерода CS2, кипит при 46,67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46,20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S8).

.8. Через 100 мл 0,2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO2 (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO3; 2,08 г).

.9. Закончить уравнения реакций: а) H2S + SO2 = …; б) H2SO3 + I2 = …;

в) KMnO4 + SO2 + H2O = …; г) HIO3 + H2SO3 = ….

25.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO2, которые:

а) сопровождаются изменением степени окисления серы;

б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.

.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO2 + H2S = …;

в) Na2S + NaNO3 + H2SO4 = …; г) H2S + KMnO4 + H2O = ….

25.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO2) из железного колчедана (FeS2). Рассчитать объем SO2 (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л).

.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:

а) Na2S + H2O ? …; б) (NH4)2S + H2O = …;

в) Al2S3 + H2O = …; г) Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O = ….

25.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H2SO4 (конц.) = …; б) Mg + H2SO4 (конц.) = …;

в) Hg + H2SO4 (конц.) = …; г) Ni + H2SO4 (разб.) = ….

.15. В 10 л воды растворили 2,24 л газообразного SO3 при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0,008 моль/л; 0,016 моль/л).

.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты

(? = 1,84 г/мл), содержащей 98 % H2SO4, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO2 (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3,52 л).

.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na2SO3, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0,05 н. раствора KMnO4. (Ответ: 0,04 н.).

.18. Сколько литров Н2S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5,7 %-го раствора K2Cr2O7 (? = 1,04 г/мл)?

(Ответ: 1,35 л).

.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций.

.20. Закончить уравнения реакций окисления концентрированной серной кислотой следующих веществ:

а) Zn + H2SO4 = …; б) KI + H2SO4 = …; в) C + H2SO4 = ….


Лабораторная работа 26. Азот


Цель работы: изучить химические свойства азота и его водородных и кислородных соединений.

Задание: получить азот, аммиак, исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить оксиды азота (II) и (IV); убедиться на опытах, что нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Азот - элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s22р3. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от ?3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот - газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH3. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН3 образует соли аммония, содержащие ион NH4+. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления


(NН4)2Сr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O.


Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

Cl = NH3 + HCl.


При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO2. Оксид азота (П) - бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO2.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO3)2. NO2 - газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:


NO2 + Н2O = HNO2 + HNO3.


Азотистая кислота НNO2 в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO2 - нитриты - получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO3 относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты - нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO2 и хлорида аммония NH4Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что происходит с пламенем?

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт 2. Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Наблюдать образование белого дыма.

Требование к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с соляной кислотой HCl.

. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт 3. Разложение солей аммония

·В небольшую фарфоровую чашку положить 2-3 шпателя дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?

·Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH4Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5-1 мл раствора перманганата калия KMnO4 и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH4OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO2.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах аммиака.

Опыт 5. Получение оксида азота (П)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П) взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью.

Опыт 6. Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2-3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO2 через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2-3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO2 пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO3 (конц.) = …;


NO2 + H2O = …;+ NaOH = …;+ NaNO2 + H2SO4 = ….


В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов

·К 1-2 мл раствора нитрита калия KNO2 прилить 0,5-1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.

·Налить в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия K2Cr2O7, добавить 2-3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KNO2 + KI + H2SO4 = …;

K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитритов.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

.1. Привести не менее трех примеров реакций, в которых азот играет роль окислителя, и пример реакции, в которой он является восстановителем.

.2. Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения и окисления без катализатора и в присутствии катализатора.

.3. Нитрат аммония может разлагаться двумя путями:

4NO3 (к) = N2O (г) + 2H2O (г);

NH4NO3 (к) = N2 (г) + 1/2O2 (г) + 2H2O (г).

Какая из приведенных реакций наиболее вероятна при 298 К? Ответ подтвердить расчетом . (= -183,9 кДж/моль;

= 104,1 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

.4. Какова реакция среды в растворах KNO3, NH4NO3, NaNO2, NH4NO2? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей.

.5. Закончить уравнения реакций:


а) Zn + NaNO3 + NaOH …; б) NO + KMnO4 + H2O = …;

в) Cu + HNO3 (разб.) …; г) AgNO3 ….


.6. Написать уравнения взаимодействия разбавленной азотной кислоты с магнием, ртутью, фосфором, углем (С).

.7. Какая масса нитрита аммония NH4NO2 требуется для получения 1 л азота при нормальных условиях? (Ответ: 2,86 г).

.8. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций HNO2:

а) с HI.; б) с бромной водой (Br2).

.9. Почему диоксид азота (NO2) способен к реакциям диспропорционирования? Написать уравнения реакций взаимодействия NO2:

а) с водой; б) гидроксидом калия.

.10. Закончить уравнения реакций: а) N2O5 + KOH = …;

б) N2O3 + NaOH = …; в) Cu + HNO3 (разб) = …; г) NO2 + O2 + Н2О= ….

.11. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Написать уравнения реакций получения этого соединения:

а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция;

б) разложением нитрида магния водой.

.12. Почему азотистая кислота способна к реакциям диспропорционирования? Написать уравнение реакции разложения НNO2, учитывая, что при этом азот приобретает степень окисления +2 и + 5.

.13. Составить уравнения реакций окисления азотной кислотой:

а) серы до серной кислоты; б) фосфора до фосфорной кислоты Н3РО4;

в) углерода до диоксида углерода.

.14. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:


N2 ? NO ? NO2 ? HNO3 ? NH4NO3.


.15. Закончить уравнения реакций получения аммиака:


а) H2 + N2 = …; б) NH4OH …;

в) AlN + H2O = …; г) NH4Cl + Ca(OH)2 = ….


.16. Составить уравнения реакций последовательного получения:

? NO ? NO2 ? HNO3 ? Cu(NO3)2 ? CuO ? Cu.


.17. Закончить уравнения реакций получения в промышленности азотной кислоты: а) NH3 + O2 = …; б) NO + O2 = …; в) NO2 + H2O + O2 = ….

.18. Закончить уравнения реакций разложения азотной кислоты и ее солей:


а) HNO3 …; б) Hg(NO3)2 …;

в) Pb(NO3)2 …; г) NaNO3 ….

26.19. Закончить уравнения реакций:


а) Na2S + NaNO2 + H2SO4 = S + NO + ….

а) KNO2 + KMnO4 + H2O = …; б) KI + HNO2 + H2SO4 = NO + …;


.20. Какой объем 30 %-го раствора азотной кислоты (? = 1,18 г/мл) будет израсходован на растворение 10 г сплава, состоящего из 60 % меди и 40 % серебра, считая, что азотная кислота восстанавливается до NO? (Ответ: 53,5 мл).


Лабораторная работа 27. Углерод, кремний


Цель работы: изучить химические свойства соединений углерода и кремния.

Задание: получить оксид углерода (IV) и исследовать его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства; получить кремниевую кислоту и сравнить ее силу с угольной кислотой. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Углерод и кремний находятся в главной подгруппе IV группы. Их атомы имеют на внешнем уровне 4 электрона (ns2np2), могут проявлять степени окисления от ?4 до +4. Наиболее характерной степенью окисления является +4.

Углерод и кремний при обычных условиях весьма инертны, не растворяются в воде, разбавленных кислотах, вступают в реакцию только с очень энергичными окислителями. При нагревании химическая активность их повышается.

Углерод и кремний образуют оксиды СО, СО2, SiO2. Оксид углерода (II) СО - несолеобразующий оксид. При обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, является энергичным восстановителем.

Оксид углерода (IV) СO2 - кислотный оксид, реагирует со щелочами, водой. В водном растворе оксида углерода (IV) устанавливается следующее равновесие:

2 + H2O H2CO3 H+ + НСO3? 2H+ + CO32?


Н2СO3 - слабая непрочная кислота, существует только в разбавленных растворах. Будучи двухосновной кислотой, угольная кислота образует два ряда солей - карбонаты и гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония, гидрокарбонаты растворимы почти все. Оксид углерода (IV) проявляет окислительные свойства при взаимодействии только с очень сильными восстановителями. Например, в его атмосфере горит магний, при этом СО2 восстанавливается до СО или до свободного углерода. В лаборатории СO2 получают в аппарате Киппа по реакции


СаСО3 + 2HCl = СаСl2 + СO2 + Н2O.


Оксид кремния (IV) SiO2 по своему характеру является кислотным оксидом, химически устойчив. С водой SiO2 непосредственно не соединяется. Соответствующая оксиду кремния кремниевая кислота Н2SiO3 может быть получена действием кислот на растворы ее солей. Кремниевая кислота малорастворима в воде. Осадок имеет вид бесцветного студня, причем состав его отвечает не простой формуле H2SiO3, а более общей nSiO2?mН2О. Кремниевая кислота очень слабая, ее соли называются силикатами. Из силикатов растворимы только соли щелочных металлов Na2 SiO3 и K2SiO3, называемые растворимым стеклом. Их растворы подвергаются гидролизу и имеют щелочную реакцию:


K2SiO3 + 2Н2О = K2Si2O5 + 2KOH.


Выполнение работы


Опыт 1. Растворение оксида углерода (IV) в воде

В пробирку налить 3-4 мл воды, добавить несколько капель синего лакмуса и пропустить в воду углекислый газ из аппарата Киппа.

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции взаимодействия воды с СО2 и объяснить изменение окраски лакмуса.

Опыт 2. Тушение огня оксидом углерода (IV) (групповой)

Сухой стакан наполнить СO2 из аппарата Киппа. В фарфоровую чашку, налить 15-20 капель спирта и поджечь его. Затем "вылить" из стакана СO2 на горящий спирт. Что наблюдается?

Опыт 3. Окислительные свойства оксида углерода (IV) (групповой)

Наполнить стакан СО2. Взять щипцами ленту магния, поджечь ее на спиртовке и быстро внести в стакан с СО2, не касаясь его стенок. По окончании горения магния в стакан налить немного воды, обмыть стенки стакана, прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: Mg + CO2 = …;

MgO + H2O = ….

. Сделать вывод об окислительных свойствах СО2.

Опыт 4. Получение кремниевой кислоты

К 1-3 мл концентрированного раствора Na2SiO3 добавить 1-2 мл раствора HCl (1:1), перемешать стеклянной палочкой. В результате образования кремниевой кислоты содержимое пробирки застывает в виде прозрачного геля (студенистого осадка).

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции получения кремниевой кислоты.

Опыт 5. Сравнение силы угольной и кремниевой кислот

Налить в пробирку 2-3 мл раствора Na2SiО3, пропустить ток СO2. Объяснить наблюдаемое.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции взаимодействия Na2SiО3 с СO2.

. Сравнить константы диссоциации угольной и кремниевой кислот и сделать вывод, какая из кислот (угольная или кремниевая) более слабая.

Опыт 6. Гидролиз силикатов

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора силиката натрия Na2SiO3. В одну прилить несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается? В другую пробирку добавить 2-4 мл раствора хлорида аммония NH4Cl. Определить, какой газ выделяется.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции гидролиза силиката натрия.

. Закончить уравнение реакции Na2SiO3 + NH4Cl + H2O = … и объяснить образование газа.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Сколько кубических метров СО2 (условия нормальные) можно получить из 1 т известняка, содержащего 95 % СаСО3? (Ответ: 212,8 м3).

.2. Вычислить объем одного моля эквивалентов СО2 в реакции С + О2 = СО2 при нормальных условиях. (Ответ: 5,6 л).

.3. Составить уравнения реакций взаимодействия: а) NaHCO3 и HCl;

б) NaHCO3 и NaOH; в) Ca(HCO3)2 и NaOH; г) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.

.4. Какие типы гибридизации АО характерны для углерода? Описать с позиций метода ВС строение молекул СН4, С2Н4, С2Н2.

.5. Карбид кальция получают по схеме: СаО + 3С ? СаС2 + СО. Вычислить массу СаО, необходимую для получения 6,4 т СаС2. Какой объем СО (условия нормальные) при этом образуется? (Ответ: 5,6 т; 2240 м3).

.6. Вычислить энтальпию образования оксида магния, исходя из уравнения реакции CO2 + 2Mg = 2MgO + C, ?H° = -828,1 кДж. Энтальпия образования СО2 равна -393,5 кДж/моль. (Ответ: ?601,8 кДж/моль).

.7. Закончить уравнения реакций: а) SiO2 + KOH = …;

б) SiO2 + HF = …; в) Si + NaOH + H2O = …; г) SiO2 + Mg ….

.8. Реакция протекает по уравнению Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2. Какая масса кремния и воды потребуется для получения водорода, необходимого для наполнения воздушного шара емкостью 200 м3 (условия нормальные)?

(Ответ: Si - 125 кг; Н2О - 80,3 кг).

.9. Вычислить молярную массу эквивалентов карбоната натрия при взаимодействии с кислотой, если образуется: а) гидрокарбонат; б) угольная кислота. (Ответ: 106 г/моль; 53 г/моль).

.10. Определить массу 40 %-го раствора фтороводородной кислоты, необходимую для растворения 6 г оксида кремния (IV). (Ответ: 15 г).

.11. Какие из перечисленных газов при пропускании их через раствор щелочи вступают с ней в реакцию: а) СО; б) СО2; в) HCN; г) CF4?

Составить соответствующие уравнения реакций.

.12. Вычислить энтальпию образования SiC, исходя из уравнения реакии

SiO2 + 3C = SiC + 2CO, ?H°х.р. = 510,9 кДж.

Энтальпии образования SiO2 и CO соответственно равны -910,9 и -110,5 кДж/моль. (Ответ: -179 кДж/моль).

.13. Закончить уравнения реакций:

а) CO + KMnO4 + H2SO4 = …; б) CO + K2Cr2O7 + H2SO4 = ….

27.14. Через раствор, содержащий 112 г гидроксида калия, пропустили диоксид углерода (условия нормальные), полученный при действии избытка HCl на 300 г карбоната кальция. Какая соль при этом образовалась и какова ее масса?

(Ответ: КНСО3; 200 г).

.15. Какой объем СО2 (условия нормальные) может дать огнетушитель, содержащий 20 л 8 %-го раствора NaHCO3 (плотность раствора 1,058 г/мл)? (Ответ: 448 л).

.16. Состав минерала асбеста может быть выражен формулой CaО?3MgО?4SiO2. Вычислить процентное содержание SiO2 в асбесте.

(Ответ: 57,7 %).

.17. Какой объем СО2 (условия нормальные) можно получить из 210 г

NaHCO3: а) прокаливанием; б) действием кислоты? (Ответ: 28 л; 56 л).

.18. Закончить уравнения реакций:


а) SiO2 + Na2CO3 ….

б) CaC2 + H2O = …; в) Mg2Si + HCl = …; г) CO + Fe2O3 = …;


.19. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

? CO2 ? NaHCO3 ? Na2CO3 ? CO2.


.20. Закончить уравнения реакций: а) Si + HNO3 + HF = …;


б) Al + C …; в) Na2SiO3 + HCl (конц.) = …; г) H2SiO3 + KOH = ….

Лабораторная работа 28. Углеводороды


Цель работы: изучить понятия «алканы», «алкены», «алкины».

Задание: провести опыты по получению этилена и ацетилена, изучить свойства этилена, ацетилена и бензола. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Углеводороды являются простейшими по составу органическими соединениями, так как состоят только из углерода и водорода. При замещении в молекулах углеводородов атомов водорода на атомы или группы атомов (радикалы) других элементов получаются другие классы органических соединений (производные углеводородов).

По характеру связи между углеродными атомами различают углеводороды с простыми связями, в которых все атомы углерода связаны одной ковалентной связью, и углеводороды с кратными (двойными или тройными) связями. В углеводородах с двойными связями два углеродных атома связаны между собой двумя ковалентными связями. Простейшим из этих углеводородов является этилен СН2=СН2.

Углеводороды с тройной связью содержат атомы углерода, связанные между собой тремя ковалентными связями, например ацетилен Н?С?С?Н.

Углеводороды с простой связью характеризуются малой химической активностью. Они не вступают в реакции присоединения и, вследствие этого, получили название предельных (насыщенных) углеводородов. Однако при определенных условиях они способны к реакциям замещения. Углеводороды с кратными связями способны за счет разрыва второй и третьей связи присоединять водород, галогены и т. д. Например:

Н2=CН2 + Br2 ? CН2Br?CН2Br.

этилен дибромэтан

Поэтому они названы непредельными (ненасыщенными) углеводородами.

Кратные связи могут содержаться и в молекулах циклических углеводородов. В тех случаях, когда цикл состоит из шести углеродных атомов, связанных между собой чередующимися простыми и двойными связями, углеводороды называются ароматическими. Простейшим из них является бензол С6Н6:



Несмотря на то, что в молекулах ароматических углеводородов имеются три двойные связи, они по своим химическим свойствам ближе к предельным углеводородам, т.е. способны, главным образом, к реакциям замещения.


Выполнение работы


Опыт 1. Получение этилена и его свойства

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку налить 1-1,5 мл этилового спирта и 5 мл концентрированной серной кислоты (? = 1,84 г/мл). Укрепить пробирку в зажиме штатива, закрыть ее пробкой с газоотводной трубкой, конец которой поместить в пробирку с разбавленной бромной водой, и нагреть. Наблюдать обесцвечивание бромной воды. Когда обесцвечивание закончится, переместить конец газоотводной трубки в пробирку со слабо окрашенным раствором КMnO4. Когда раствор обесцветится, вынуть из него трубку и после этого прекратить нагревание.

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения этилена.

. Закончить уравнения реакций: CН2=CН2 + Br2 ? …;

2Н4 + КMnO4 + H2SO4 ? ….


. Cделать вывод, какие типы реакций характерны для алкенов.

Опыт 2. Ацетилен и его свойства

(Проводить в вытяжном шкафу!). В небольшую колбу налить на ? ее объема воды, закрепить ее в штативе, бросить в нее небольшой кусочек карбида кальция СаС2, быстро закрыть отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой и, опустив конец последней в пробирку с бромной водой, пропустить через бромную воду ток ацетилена. Что происходит с окраской раствора? Пропустить ток ацетилена через подкисленный раствор перманганата калия. Как изменилась окраска раствора?

Требования к результатам опыта

. Написать уравнение реакции получения ацетилена при взаимодействиии карбида кальция с водой.

. Записать уравнения реакций между ацетиленом и бромом (промежуточным продуктом является дибромэтилен, конечным ? тетрабромэтан).

. Закончить уравнение реакции C2H2 + KMnO4 + H2SO4 ? … , принимая, что конечными продуктами реакции являются муравьиная кислота НСООН, диоксид углерода, сульфат марганца (II), сульфат калия и вода.

. Cделать вывод, какие типы реакций, характерны для алкинов.

Опыт 3. Свойства бензола

(Проводить в вытяжном шкафу!). В две пробирки налить 1-2 мл бензола, в одну пробирку прилить 1-2 мл бромной воды, в другую пробирку - 1-2 мл раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой, пробирки встряхнуть.

Требования к результатам опыта

1. Записать наблюдения. Объяснить, почему растворы бромной воды и перманганата калия не обесцвечиваются при добавлении бензола.

2. Охарактеризовать способность бензола к реакциям присоединения и окисления, присущим непредельным углеводородам.


Примеры решения задач


Пример 28.1. Написать уравнения реакций, при помощи которых из метана и неорганических реагентов можно получить бутан.

Решение. Бромированием метана можно получить бромметан:

4 + Br2 ? CH3Br + HBr.


При нагревании бромметана с натрием образуется этан:


CH3Br + 2Na ? C2H6 + 2NaBr.


При взаимодействии этана с бромом образуется бромэтан:

2H6 + Br2 ? C2H5Br + HBr.


Бутан получается из бромэтана по реакции Вюрца:


C2H5Br + 2Na ? C4H10 + 2NaBr.


Пример 28.2. При сжигании газообразного углеводорода объемом 2,24 л было получено оксида углерода (IV) массой 13,2 г и воды массой 7,2 г. Плотность газа по воздуху составляет 1,52 (условия нормальные). Определить молекулярную формулу газа.

Решение. Молярная масса газа равна:

М (возд.) = 29 г/моль; Dвозд.(газа) = 1,52;

М (газа) = 29 г/моль ? 1,52 = 44 г/моль.

Масса углерода и водорода в 2,24 л углеводорода составляет:

г углерода образует 44 г СО2

х г углерода образует 13,2 г СО2 х = = 3,6 г С;

г водорода образует 18 г Н2О

y г водорода образует 7,2 г Н2О у = 0,8 г Н.

Масса углерода и водорода в сожженном газе составляет

,6 + 0,8 = 4,4 г.

Рассчитаем массу 2,24 л углеводорода:

г углеводорода занимает объем 22,4 л

х г углеводорода занимает объем 2,24 л х = 4,4 г.

Итак, газ состоит только из углерода и водорода. Следовательно,

С:Н = = 1:2,66,

откуда простейшая формула СН2,66 (М = 14,66). Отношение истинного соединения к массе простейшего соединения составляет . Значит, простейшую формулу надо увеличить в 3 раза, откуда истинная формула газа С3Н8.

Пример 28.3. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:


этиловый спирт ? Х ? Y ? Z ? бутен-1


Указать условия протекания реакций.

Решение. При нагревании этилового спирта до 180-200 °С с концентрированной серной кислотой должен образоваться продукт, реагирующий с бромоводородом. Это этилен (вещество Х). Уравнение реакции


С2Н5ОН С2Н4 + Н2О.


В результате присоединения бромоводорода к этилену образуется бромэтан (вещество Y):


С2Н4 + НBr ? C2H5Br.


При нагревании бромэтана в присутствии натрия образуется бутан (Z)

2H5Br + 2Na ? C4H10 + 2NaBr.


Дегидрирование бутана в присутствии катализатора, например никеля - один из способов получения алкенов, в частности бутена-1.

3?CH2?CH2?CH3 CH2=CH?CH2?CH3 + Н2


Пример 28.4. Написать уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

циклогексан ? бензол ? толуол ? бензойная кислота.

Указать условия протекания реакций.

Решение. Циклогексан превращается в бензол при пропускании его паров над нагретым платиновым катализатором:


С6Н12 С6Н6 + 3Н2.

Ввести алкильную группу в бензольное кольцо можно действием галогеналкила в присутствии хлорида алюминия:

H6 + CH3Cl C6H5?CH3 + HCl.


При действии раствора перманганата калия на толуол образуется бензойная кислота:

H5?CH3 + 3[O] C6H5?COOH + H2O.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

C3 ? CH4 ? CH3Br ? C2H6 ? CO2 ? CO ? CH4.


Указать условия протекания реакций.

.2. При сгорании 4,3 г образца алкана выделились 6,3 г воды и 6,72 л СО2 при нормальных условиях. Определить формулу алкана.

.3. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:


СН3?СН3 ? СН2=СН2 ? СН3?СН2ОН.


Указать условия протекания реакций.

.4. Сколько граммов 1,6 %-й бромной воды может обесцветить 1,12 л пропилена при нормальных условиях? (Ответ: 500 г).

.5. 20 г карбида кальция обработали избытком воды, выделившийся ацетилен пропустили через бромную воду, получив 86,5 г 1,1,2,2-тетрабромэтана. Определить выход продукта реакции. (Ответ: 80 %).

.6. Какие реакции следует провести, чтобы различить следующие газы: пропан, пропен и пропин? Написать уравнения соответствующих реакций.

.7. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: метан ? Х ? бензол.

Назвать вещество Х. Указать условия протекания реакций.

.8. Из 3,36 л ацетилена (условия нормальные) получили 2,5 мл бензола. Определить выход продукта. Плотность бензола равна 0,88 г/мл.

(Ответ: 56,4 %).

.9. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

3?CH2?CH2Br ? CH3?CH=CH2 ? CH3?CH2Br?CH3.


Указать условия протекания реакций.

.10. Какой объем метана (условия нормальные) выделится: а) при гидролизе 72 г Al4C3; б) из 4,1 г безводного ацетата натрия? (Ответ: 33,6 л; 1,12 л).

.11. Составить уравнения реакций, при помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения:

4 ? CH3Cl ? C2H6 ? C2H5Cl ? C3H8.


.12. Как, исходя из метана, можно получить бензол? Сколько литров метана при нормальных условиях необходимо затратить на получение 7,8 г бензола?

(Ответ: 13,4 л).

.13. Какой объем 90 %-го раствора азотной кислоты (плотность 1,483 г/мл) потребуется для нитрования бензола, чтобы получилось 24,6 г нитробензола? (Ответ: 9,44 мл).

.14. Состав соединения выражается формулой С4Н6. Известно, что это вещество легко взаимодействует с бромной водой, не реагирует с аммиачным раствором оксида серебра, но присоединяет воду в присутствии солей ртути (II). Написать структурную формулу соединения и назвать его.

.15. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: Al4C3 ? X ? Y ? Cu2C2. Назвать соединения Х и Y.

.16. Алкен нормального строения содержит двойную связь при первом углеродном атоме. 0,7 г этого алкена присоединил 1,6 г брома. Определить формулу алкена и назвать его.

.17. Углеводород, состав которого выражается формулой С3Н4, взаимодействует с бромной водой и с натрием с выделением водорода. Определить структурную формулу углеводорода и назвать его.

.18. При сгорании 3,6 г алкана образуется 5,6 л СО2 при нормальных условиях. Какой объем кислорода потребуется для реакции? (Ответ: 8,96 л).

.19. Органическое вещество содержит углерод (массовая доля 84,21 %) и водород (15,79 %). Плотность паров вещества по воздуху составляет 3,93 (условия нормальные). Определить формулу этого вещества.

.20. Массовая доля углерода в углеводороде составляет 83,33 %. Плотность паров углеводорода по водороду равна 36 (условия нормальные). Определить формулу углеводорода.


Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны


Цель работы: изучить понятия «спирты», «альдегиды», «кетоны» и свойства этих соединений.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств важнейших представителей спиртов, альдегидов и кетонов. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Спирты - это производные углеводородов, у которых один или несколько атомов водорода замещены на гидроксильные группы ?ОН.

Химические свойства спиртов определяются гидроксильной группой ?ОН, входящей в состав молекулы. Химические реакции спиртов могут проте-

кать с участием всей группы (с разрывом связи С?О) или идти по водороду гидроксильной группы (с разрывом связи О?Н), например реакция этерификации:



уксусноэтиловый эфир (этилацетат)

Фенолы - это органические соединения, в которых гидроксильная группа соединена непосредственно с атомом углерода бензольного кольца. Простейшим представителем фенолов является гидроксибензол или фенол, имеющий одну гидроксильную группу в бензольном кольце:


или С6Н5?ОН

Фенол - твердое кристаллическое вещество с характерным запахом, плохо растворяющееся в воде. Химические свойства фенолов определяются гидроксильной группой и связанным с ней бензольным кольцом.

Кислотные свойства. Фенолы проявляют кислотные свойства и взаимодействуют со щелочными металлами и щелочами:


C6H5OH + 2Na ? 2C6H5ONa + H2;

C6H5OH + NaOH ? C6H5ONa + H2O.


Реакции замещения в бензольном кольце. Гидроксильная группа оказывает очень большое влияние на бензольное кольцо, увеличивая его реакционную способность. Поэтому фенол легко вступает в реакции электрофильного замещения (с ориентацией заместителей в о- и п-положения). Например, он легко бромируется бромной водой с образованием 2,4,6-трибромфенола.

Качественная реакция на фенол. Фенол образует с FeCl3 комплексную соль, окрашенную в фиолетовый цвет.

Под действием окислителей (K2Cr2O7, KMnO4) в присутствии H2SO4 спирты окисляются с образованием альдегидов и кетонов, например:



С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 ? Cr2(SO)3 + K2SO4 + 3 + 7Н2О


уксусный альдегид

Альдегиды и кетоны содержат в молекуле карбонильную группу

В молекулах альдегидов карбонильная группа соединена с углеводородным радикалом и атомом водорода. Первым членом гомологического ряда аль-



дегидов является метаналь

формальдегид

%-ный водный раствор формальдегида называется формалином.

В молекулах кетонов карбонильная группа соединена с двумя разными R?CO?R? или одинаковыми радикалами. Например,


ацетон


По своим химическим свойствам альдегиды являются восстановителями, которые легко окисляются в кислоты. Например, при окислении альдегидов аммиачным раствором оксида серебра образуется карбоновая кислота и происходит выделение металлического серебра. Оно тонким блестящим слоем покрывает стенки сосуда, в котором проводилась реакция, поэтому данная реакция называется «реакцией серебряного зеркала» и является качественной на альдегиды:


+ 2[Ag(NH3)2]OH ? + 2Ag? + 4NH3 + H2O.


пропаналь пропановая кислота

Кетоны окисляются значительно труднее альдегидов и только сильными окислителями. При этом происходит разрыв углеродной цепи и образование смеси продуктов. Кетоны не вступают в реакцию серебряного зеркала.

Выполнение работы


Опыт 1. Окисление спирта в альдегид

Налить в пробирку 2-3 мл раствора К2Cr2O7, 1-2 мл разбавленной серной кислоты и прилить по каплям примерно 0,5-1 мл этилового спирта. Обратить внимание на характерный запах выделяющегося в газообразном состоянии уксусного альдегида и изменение оранжевой окраски раствора на зеленую.

Требование к результату опыта

Закончить уравнение реакции К2Cr2O7+ Н2SO4 + C2H5OH ? ….

Опыт 2. Получение уксусноэтилового эфира

Налить в пробирку 1-2 мл этилового спирта и затем осторожно такой же объем концентрированной серной кислоты. Туда же прибавить немного сухого уксуснокислого натрия, слегка нагреть пробирку и понюхать запах образовавшегося вещества.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования уксусноэтилового эфира.

Опыт 3. Фенол и его свойства

·(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку несколько кристалликов фенола и постепенно приливать туда же раствор NaOH, пока при встряхивании пробирки фенол не растворится. К образовавшемусю раствору фенолята натрия прилить раствор серной кислоты. Наблюдать появление мути и выпадение в осадок слабо растворимого в воде фенола.

·Налить в пробирку 1-2 мл водного раствора фенола и добавить туда же несколько капель бромной воды. При встряхивании пробирки быстро образуется белый осадок трибромфенола.

·Налить в пробирку 3-4 мл водного раствора фенола и добавить туда же 1-2 капли раствора хлорного железа. Наблюдать появление фиолетового окрашивания.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций: образования фенолята натрия; взаимодействия фенолята натрия с серной кислотой; образования трибромфенола.

Опыт 4. Восстановительные свойства альдегидов

В химический стакан налить (до половины его объема) воды и нагреть ее до кипения. В пробирку, предворительно тщательно промытую раствором щелочи и дистиллированной водой, налить 2-3 мл 2 %-го раствора нитрата серебра AgNО3 и к нему добавить по каплям 1 %-й раствор аммиака до тех пор, пока выпадающий сначала осадок Ag2О полностью не растворится. При этом образуются комплексные ионы [Ag(NH3)2]+.

В раствор комплексной соли серебра прилить при помощи пипетки (осторожно по стенке) 2-3 капли формалина и поместить пробирку в стакан с кипящей водой. Через некоторое время стенки пробирки покроются блестящим налетом металлического серебра.

Требование к результату опыта

Закончить уравнение реакции HCOH + [Ag(NH3)2]OH ? ….

Опыт 5. Окисление ацетона

Налить в пробирку 6-8 капель ацетона, добавить равный объем дистиллированной воды, несколько капель 2 М раствора серной кислоты и осторожно нагреть на водяной бане до 50-60 °С. Добавить раствор KMnO4, слегка встряхивая пробирку, до тех пор, пока прекратится обесцвечивание перманганата.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции окисления ацетона перманганатом калия, учитывая, что при этом происходит распад молекулы и образуется смесь муравьиной и уксусной кислот.

Примеры решения задач

Пример 29.1. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

С2Н4 ? Х ? Y ? С2Н5?О?С2Н5.


Указать условия протекания реакций. Назвать вещества Х и Y.

Решение. Конечный продукт - диэтиловый эфир - получается из этилового спирта, следовательно, вещество Y - этанол. Перейти от этилена к этанолу можно через промежуточное соединение - галогенопроизводное этана (вещество Х).

При взаимодействии этилена с бромоводородом образуется бромэтан:

2H4 + HBr ? C2H5Br.


Бромэтан гидролизуется до спирта действием водного раствора NaOH:

2H5Br + NaOH ? C2H5OH + NaBr.


При нагревании этанола до 140 °С в присутствии серной кислоты в качестве катализатора образуется диэтиловый эфир:


C2H5OH С2Н5?О?С2Н5 + H2O.


Пример 29.2. Какая масса пропилата натрия может быть получена при взаимодействии 15 г пропанола-1 с 9,2 г натрия?

Решение. Записываем уравнение реакции между пропанолом-1 и металлическим натрием:


CH3?СH2?СН2?OH + 2Na ? 2CH3?СH2?СН2?ONa + H2.


Определяем количества вещества пропанола-1 и натрия:

? (С3Н7ОН) = моль;

? (Na) = моль.


Из уравнения реакции следует, что число моль спирта и натрия должны быть равны, следовательно, натрий взят в избытке.

На основании уравнения реакции записываем:


? (C3H7ONa) = ?(C3H7OH); ? (C3H7ONa) = 0,25 моль.


Определяем массу пропилата натрия, которую можно получить:

(C3H7ONa) = ?(C3H7ONa) ? M(C3H7ONa);(C3H7ONa) = 0,25 ? 82 = 20,5 г.


Пример 29.3. Формалин представляет собой 40 %-ный водный раствор формальдегида. Рассчитать массу метанола, которую необходимо окислить для получения 600 г формалина.

Решение. Вычисляем массу формальдегида, который потребуется для приготовления формалина:

(CH2O) = 240 г.


Количество вещества требуемого формальдегида равно


? (CH2O) = 8 моль.

Составляем уравнение реакции окисления метанола:

3OH + [O] ? CH2O + H2O.


Из уравнения реакции следует, что ? (CH3OH) = ?(CH2O); ?(CH2O) = 8 моль.

Масса требуемого метанола равна

(CH3OH) = ?(CH3OH) ? M (CH3OH);

m (CH3OH) = 8 ? 32 = 256 г.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. При взаимодействии бутанола-1 с избытком металлического натрия выделился водород, занимающий при нормальных условиях объем2,8 л. Определить количество вещества бутанола-1, которое вступило в реакцию.

(Ответ: 0,25 моль).

.2. Назвать вещества Х и Y и написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) пропанол-1 ? Х ? пропанол-2; б) этанол ? Y ? 1,2-дихлорэтан.

Указать условия протекания реакций.

.3. Для получения метанола использовали 2 м3 оксида углерода (II) и 5 м3 водорода при нормальных условиях. Получено 2,04 кг спирта. Определить выход спирта. (Ответ: 71,4 %).

.4. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:


С ? СН4 ? С2Н6 ? С2Н4 ? С2Н5ОН ? С2Н5ОNa.


.5. Определить массу фенолята натрия, который может быть получен при взаимодействии 4,7 г фенола с 4,97 мл 35 %-го раствора NaОН (? = 1,38 г/мл). (Ответ: 5,8 г).

.6. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:


хлорэтан ? этанол ? этилен ? пропаналь.


.7. При окислении 13,8 г этанола избытком оксида меди (II) получен альдегид, масса которого составила 9,24 г. Определить выход продукта реакции. (Ответ: 70 %).

.8. Определить массу серебра, которая будет получена, если к избытку аммиачного раствора оксида серебра прибавить 50 г 11,6 %-го водного раствора пропаналя. (Ответ: 21,6 г).

.9. Какое количество вещества НСНО содержится в его 30 %-м водном растворе объемом 3 л и плотностью 1,06 г/мл? (Ответ: 31,8 моль).

.10. 280 мл ацетилена было использовано для получения ацетальдегида, выход которого составил 80 %. Какая масса серебра может образоваться при добавлении всего полученного альдегида к избытку аммиачного раствора оксида серебра? (Ответ: 1,08 г).

.11. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:


С ? СаС2 ? С2Н2 ? С2Н4 ? С2Н6 ? С2Н5Cl ? С2Н5ОН.


.12. При окислении 6 г технического препарата этаналя аммиачным раствором оксида серебра образовалось 20 г металла. Определить массовую долю (%) этаналя в техническом препарате. (Ответ: 67,9 %).

.13. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: метан ? ацетилен ? уксусный альдегид ? этиловый спирт ? уксусный альдегид.

.14. Составить уравнения реакций, при помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения:


С ? СН4 ? С2Н2 ? С6Н6 ? С6Н5Cl ? С6Н5ОН.


.15. Рассчитать массу фенолята калия, которая может быть получена из 3,29 г фенола. (Ответ: 4,62 г).

.16. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

уксусный альдегид ? этанол ? этилен ? ацетилен ? уксусный альдегид.

.17. Написать уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:


а) СН4 ? Х ? СН3ОН ? СН3?О?СН3; б) этанол ? этилен ? Y ? этанол.


Назвать вещества Х и Y.

.18. При дегидратации пропанола-2 получили пропилен, который обесцветил бромную воду массой 200 г. Массовая доля брома в бромной воде равна 3,2 %. Определить массу пропанола-2, взятого для реакции. (Ответ: 2,4 г).

.19. Рассчитать массу фенола, который можно получить гидролизом бромбензола массой 47,1 г, если массовая доля выхода продукта равна 40 %.

(Ответ: 11,28 г).

.20. Составить уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений: пропин ? Х ? ацетон.

Назвать вещество Х, указать условия протекания реакций.


Лабораторная работа 30. Органические кислоты


Цель работы: изучить свойства органических кислот.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств органических кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Карбоновые кислоты - производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на карбоксильную группу

Особенности химических свойств карбоновых кислот обусловлены сильным взаимным влиянием карбонильной


и гидроксильной О?Н групп.


Поэтому все химические реакции карбоновых кислот будут идти по следующим направлениям:

Замещение водорода в гидроксильной группе. Карбоновые кислоты - слабые электролиты и взаимодействуют с активными металлами, оксидами и гидроксидами металлов с образованием солей:


CH3COOH + Mg ? Mg(CH3COO)2 + H2;

уксусная кислота ацетат магния

2H5COOH + NaOH ? C2H5COONa + H2O.

пропионовая кислота пропионат натрия

Замещение всей гидроксильной группы. Карбоновые кислоты реагируют со спиртами в присутствии сильных неорганических кислот, в результате образуется сложный эфир:


пропионовая метиловый метиловый эфир пропионовой кислоты

кислота спирт (метилпропионат)


Выполнение работы


Опыт 1. Свойства карбоновых кислот

·Налить в пробирку 2?3 мл раствора уксусной кислоты и внести туда немного стружек магния. Что наблюдается? Какое свойство карбоновых кислот характеризует этот опыт?

·В пробирку насыпать немного соды Na2CO3 и прилить раствор уксусной кислоты. Что наблюдается?

·В пробирку насыпать немного уксуснокислого натрия СН3СООNa и прилить 1?2 мл концентрированной серной кислоты. Слегка нагреть. Запах какого вещества обнаруживается?

Требование к результатам опыта

Записать наблюдения и составить уравнения реакций взаимодействия:

магния с уксусной кислотой; соды с уксусной кислотой; уксуснокислого натрия с серной кислотой.

Опыт 2. Получение уксусноэтилового эфира

Налить в пробирку по 2 мл: концентрированной уксусной кислоты, этилового спирта и концентрированной серной кислоты. Пробирку со смесью опустить на 1?2 мин в кипящую воду, после чего содержимое пробирки вылить в пробирку с раствором поваренной соли (NaCl уменьшает растворимость эфира). Через несколько минут на поверхность всплывет уксусноэтиловый эфир, который можно узнать по характерному запаху.

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции получения уксусноэтилового эфира (Н2SO4 играет роль водоотнимающего вещества).

Опыт 3. Выделение карбоновых кислот из мыла

В стакан налить 20?30 мл воды, всыпать туда несколько ломтиков простого мыла. Для лучшего растворения нагреть, все время помешивая стеклянной палочкой.

К полученному раствору добавить 2?3 мл 10 %-го раствора серной кислоты и еще раз нагреть почти до кипения. На поверхности появляется слой кислот, выделенных из взятого мыла. При охлаждении эти кислоты затвердевают в твердый кружок.

Требование к результатам опыта

Написать уравнение реакции между натриевой солью стеариновой кислоты С17Н35СООNa и серной кислотой.

Примеры решения задач

Пример 30.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Метан ? X ? Y ? уксусная кислота.

Назвать вещества X и Y.

Решение. При нагревании метана получают ацетилен - вещество Х:


СН4 ? С2Н2 + 3Н2.


Гидратацией ацетилена в присутствии солей ртути (II) синтезируют уксусный альдегид - вещество Y:

2H2 + H2O ? CH3COH.

Окислив уксусный альдегид кислородом воздуха в присутствии катализатора, получают уксусную кислоту:


СН3СОН + О2 ? 2СН3СООН.


Пример 30.2. В трех пробирках без надписей находятся следующие вещества: этанол, муравьиная кислота, уксусная кислота. Какие химические реакции следует провести, чтобы различить эти вещества?

Решение. Спирт (этанол) можно отличить по действию веществ на индикаторы. Например, кислоты окрашивают синий лакмус в красный цвет, спирт - нет.

Различить муравьиную и уксусную кислоту легко, так как муравьиная кислота проявляет некоторые свойства альдегидов. Например, она вступает в реакцию «серебряного зеркала» (уксусная - нет):


НСООН + Ag2O ? CO2? + 2Ag + H2O.


Пример 30.3. Какой объем уксусной эссенции плотностью 1,07 г/мл надо взять для приготовления столового уксуса объмом 200 мл и плотностью 1,007 г/мл? Массовая доля уксусной кислоты в уксусной эссенции равна 80 %, в столовом уксусе - 6 %.

Решение. Определяем массу раствора уксуса, который надо приготовить:

= V? ?; m = 200 ? 1,007 = 201,4 г.


Рассчитаем массу уксусной кислоты, которая содержится в уксусе:


m (CH3COOH) = m ? ? (CH3COOH) = 201,4 ? 0,06 = 12,1 г.

Вычисляем массу уксусной эссенции m?, которая содержит уксусную кислоту массой 12,1 г:


г.


Находим объем уксусной эссенции:


мл.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:


С2Н4 ? С2Н5СОН ? С3Н7ОН ? С3Н7СООН.


.2. Сколько изомерных карбоновых кислот может соответствовать формуле С5Н10О2? Написать структурные формулы этих изомеров. (Ответ: 4 изомера).

.3. При окислении муравьиной кислоты получили газ, который пропустили через избыток раствора гидроксида кальция. При этом образовался осадок массой 20 г. Какая масса муравьиной кислоты взята для окисления?

(Ответ: 9,2 г).

.4. В четырех пробирках находятся следующие вещества: пропионовая кислота, раствор формальдегида, раствор фенола в бензоле, метанол. При помощи каких химических реакций можно различить эти вещества?

.5. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

4 ? CH3Cl ? CH3ОH ? HCOH ? HCOOH ? CO2.


.6. Какие массы растворов уксусной кислоты с массовой долей СН3СООН 90 и 10 % надо взять для получения раствора массой 200 г с массовой долей кислоты 40 %? (Ответ: раствора с массовой долей 90 % ? 75 г; 10 % ? 125 г).

.7. Сколько изомерных карбоновых кислот может соответствовать формуле С6Н12О2? Написать структурные формулы этих изомеров. (Ответ: 9 изомеров).

.8. Назвать вещества Х и Y и составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) метанол ? Х ? формиат натрия;

б) уксусный альдегид ? Y ? ацетат кальция.

.9. Какой объем воды надо прибавить к 300 мл 70 %-го раствора уксусной кислоты (? = 1,07 г/мл), чтобы получить 30 %-й раствор? (Ответ: 428 мл).

.10. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:


СаС2 ? С2Н2 ? СН3СОН ? СН3СООН.


.11. Рассчитать объем оксида углерода (II) (условия нормальные), который потребуется для получения раствора муравьиной кислоты массой 16,1 кг. Массовая доля НСООН в растворе, который требуется получить, равна 40 %.

(Ответ: 3136 л).

.12. Написать структурные формулы следующих кислот:

а) 3-метил-2-этилгексановая кислота; б) 4,5-диметилоктановая кислота;

в) 2,2,3,3-тетраметилпентановая кислота.

.13. Рассчитать массу бутановой кислоты, которая образуется при окислении бутанола-1 массой 40,7 г. (Ответ: 48,4 г).

.14. Какой объем 20 %-го раствора гидроксида калия плотностью 1,2 г/мл потребуется для полной нейтрализации 22,2 г пропионовой кислоты?

(Ответ: 70 мл).

.15. Написать уравнение реакции диссоциации бутановой кислоты и реакции получения натриевой соли этой кислоты.

.16. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

пропионовая кислота ? этилен ? этанол ? уксусная кислота.

.17. К раствору муравьиной кислоты массой 36,8 г добавили избыток окислителя. Газ, полученный в результате окисления, пропустили через избыток баритовой воды Ba(OH)2, в результате чего получили осадок массой 39,4 г. Определить массовую долю кислоты в исходном растворе. (Ответ: 25 %).

.18. На нейтрализацию 3,7 г одноосновной предельной кислоты израсходовано 100 мл 0,5 М раствора КОН. Написать структурную формулу этой кислоты.

.19. На нейтрализацию 30 г смеси раствора уксусной кислоты и фенола израсходовано 100 мл 2 М раствора NaOH, а при действии бромной воды на эту смесь образовалось 33,1 г осадка. Определить массовую долю (%) кислоты и фенола в растворе. (Ответ: 20 % кислоты и 31,3 % фенола).

.20. Определить массовую долю хлоруксусной кислоты, полученной при пропускании хлора в 75 %-й раствор уксусной кислоты.

(Ответ: 82,5 %).

Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекуляных материалов


Цель работы: изучить свойства высокомолекулярных соединений.

Задание: выполнить химический эксперимент по установлению свойств высокомолекулярных соединений. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет.


Теоретическое введение


Полихлорвиниловые изделия размягчаются при 50-60 °С, легко свариваются в небольшом пламени. При нагревании выделяется хлороводород, который можно обнаружить по образованию белого дыма (NH4Cl), поднеся к пробирке стеклянную палочку, смоченную раствором аммиака. Если накаленную медную проволоку прижать к образцу, а затем внести его в пламя горелки, то пламя окрашивается в ярко-зеленый цвет. При горении образцов наблюдается обильное выделение копоти.

Разбавленные кислоты и щелочи заметного действия на полихлорвинил не оказывают; в концентрированных неорганических кислотах он сжимается и чернеет.

Аминопласты окрашены в светлые тона, при нагревании не плавятся, горят с трудом, почти без копоти, не растворимы ни в одном из растворителей. При разложении образуют летучие продукты щелочного характера, окрашивающие индикаторную бумагу в синий цвет.

Капрон начинает плавиться при температуре 216 °С. С трудом загорается голубоватым пламенем и быстро гаснет. При нагревании разлагается с выделением аммиака. Из расплавленного капрона можно вытянуть тонкие нити. По отношению к щелочам и разбавленным кислотам капрон устойчив; в концентрированных кислотах растворяется.

Каучук - эластичный материал, из которого путем специальной обработки получают резину. Сырой каучук липок, непрочен, при небольшом понижении температуры становится хрупким. Для увеличения эластичности и повышения прочности, износоустойчивости, стойкости к агрессивным средам каучук подвергают вулканизации путем нагревания в присутствии серы с различными наполнителями (сажа, мел, оксид цинка и др.). В процессе вулканизации линейные макромолекулы каучука сшиваются между собой дисульфидными мостиками (-S-S-) и образуется пространственный полимер - резина. Резина отличается от каучука большей эластичностью и прочностью. Она устойчива к действию температуры и растворителей.


Выполнение работы


Опыт 1. Обнаружение поливинилхлорида

·Поместить в пробирку кусочек полимера, нагреть и заметить его размягчение, а затем разложение с выделением газообразного хлороводорода. В последнем убедиться, поднеся к выделяющемуся дыму влажную индикаторную бумажку, а затем стеклянную палочку, смоченную раствором аммиака.

·Сильно нагреть медную проволоку в пламени спиртовки, затем прижать ее к образцу поливинилхлорида и снова внести в пламя. Наблюдать зеленую окраску пламени. При накаливании проволоки на ее поверхности образуется оксид меди CuO, реагирующий с отщепляющимся HCl с образованием CuCl2 и воды. Зеленая окраска пламени обусловлена хлоридом меди.

Опыт 2. Обнаружение аминопластов

·Внести в пламя кусочек пластмассы и наблюдать за характером горения (запах, копоть, легко или трудно загорается пластмасса, продолжается ли горение, если отвести пламя).

·Нагреть в пробирке кусочек пластмассы и испытать характер летучих продуктов разложения влажной красной индикаторной бумажкой. В какой цвет она окрасилась?

Опыт 3. Обнаружение капрона

·Внести в пламя кусочек капрона. Обратить внимание на характер горения, запах.

·Раплавить капрон, поднеся к нему пламя спички, и попробовать вытянуть из капрона тонкие нити спичкой или булавкой. Возможность получить из расплавленного капрона нити резко отличает его от других пластмасс.

·Налить в 5 пробирок отдельно по 1?2 мл концентрированной серной кислоты (? = 1,84 г/мл), концентрированной соляной кислоты, разбавленной серной и соляной кислот, концентрированного раствора NaOH и поместить в пробирки кусочки капрона. Через некоторое время отметить, в каких случаях происходит растворение капрона.

Опыт 4. Открытие серы в вулканизованном каучуке

Поместить в пробирку несколько кусочков резины и нагреть пробирку на огне. Когда станет заметным разложение резины, поднести к пробирке бумажку, смоченную раствором свинцовой соли. Отметить изменение цвета бумаги, вызванное образованием черного сернистого свинца.

Требование к результатам опытов

Отметить и записать наблюдения для всех опытов.


Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол


Цель работы: изучить способы получение полимеров.

Задание: реакцией поликонденсации получить новолачную и резольную фенолоформальдегидные смолы. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Фенолоформальдегидные смолы получают реакцией поликонденсации фенола С6Н5ОН и формальдегида СН2О. В зависимости от соотношения компонентов и условий процесса поликонденсации образуются новолачные или резольные смолы.

Новолачные смолы образуются при небольшом избытке фенола с катализатором - соляной кислотой. Реакция идет по следующей схеме:



Новолачная смола имеет линейное строение и при нагревании размягчается, при охлаждении затвердевает, т.е. является термопластичным полимером.

Резольные смолы получают при небольшом избытке формальдегида со щелочным катализатором. Эта смола имеет трехмерное сетчатое строение и не размягчается при нагревании, т.е. является термореактивным полимером.

Выполнение работы


Опыт 1. Получение новолачной смолы

Поместить в пробирку 2 г кристаллического фенола, добавить туда же

?4 мл 40 %-го раствора формалина. Смесь взболтать до полного растворения и добавить 2?3 капли концентрированной соляной кислоты. Пробирку погрузить в водяную баню (90 °С) и время от времени перемешивать содержимое пробирки стеклянной палочкой. Когда начнется бурная реакция (через 5?10 мин), вынуть пробирку из водяной бани и погрузить в холодную воду до прекращения реакции. Затем пробирку снова поместить в водяную баню (90 °С) и держать там до разделения смеси на два слоя. После этого дать пробирке остыть и осторожно слить верхний водный слой, а смоляной продукт несколько раз промыть водой, а затем разделить его на две пробирки. В одну пробирку добавить спирт и слегка подогреть на водяной бане. Другую часть смолы нагреть на пламени спиртовки.

Требования к результатам опыта

. Составить схему реакции поликонденсации фенола с формальдегидом. Какое вещество является вторым продуктом в данной реакции?

. Сделать вывод о растворимости смолы в спирте.

. Отметить поведение смолы при нагревании.

Опыт 2. Получение резольной смолы

В круглодонную колбу на 50 мл поместить 2,5 г фенола и 3,6 мл формалина. Смесь взболтать до полного растворения и добавить 0,5 мл 25 %-го раствора аммиака.

Колбу с содержимым соединить с обратным холодильником, нагревать на водяной бане при 90 °С в течение 15?20 мин до отчетливого расслоения смеси (верхний - водяной слой, нижний - смоляной). Слить содержимое в фарфоровую чашку (в вытяжном шкафу!) и дать отстояться. Слить верхний водный слой. Половину полученной смолы (резита) перенести стеклянной палочкой в чистую пробирку и нагреть на пламени. Плавится ли смола? Охладить пробирку, проверить полученную смолу на растворимость в спирте.

Требования к результатам опыта

. Объяснить затвердевание смолы при нагревании.

. Сделать вывод о термических свойствах резольной смолы.

. Отметить растворимость смолы в спирте.

Примеры решения задач

Пример 32.1. Чему равна степень полимеризации изобутилена при получении полиизобутилена с молекулярной массой 56280?

Решение. Полиизобутилен (полимер) получается реакцией полимеризации изобутилена (мономера), реакция представлена следующей схемой:


СН3CH2=C-CH3 ?СH2-C-CH3 n

изобутилен полиизобутилен

Степень полимеризации n показывает, какое число молекул мономера вступает в реакцию полимеризации. Молекулярная масса изобутилена С4Н8 равна 56, средняя молекулярная масса полимера 56280. Следовательно, степень полимеризации

1005

Пример 32.2. Составить уравнение реакции сополимеризации бутена-1


(CH2=CH-CH2-CH3) и стирола CH2=CH,

6H5

если число молекул бутена-1 и стирола, входящих в состав макромолекул, находятся в соотношении 2:1.

Решение. Сополимеризация - это реакция полимеризации, в которой участвуют молекулы разных мономеров. В данном случае одним мономером является бутилен, другим стирол. Уравнение реакции сополимеризации имеет вид:


n (CH2=CH-CH2-CH3 + CH2=CH + CH2=CH-CH2-CH3) ®

H5

® (-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-) n


C2H5 C6H5 C2H5


Пример 32.3. Составить схему реакции поликонденсации ацетальдегида с фенолятом натрия, считая, что на 2 моль фенолята натрия приходится 1 моль ацетальдегида.

Решение. Поликонденсация - это реакция синтеза полимера из низкомолекулярных соединений, содержащих две или несколько функциональных групп, сопровождающаяся выделением за счет этих групп таких низкомолекулярных веществ, как вода, аммиак, галогеноводород.

Данная реакция поликонденсации может быть представлена следующей схемой:


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Для получения синтетического волокна «нитрон» в качестве мономера используют акрилонитрил CH2=CH-CN. Составить уравнение полимеризации этого мономера.

.2. Написать уравнение реакции полимеризации формальдегида и определить степень полимеризации в реакции получения полиформальдегида со средней молекулярной массой 45000. (Ответ: 1500).

.3. Написать уравнение реакции получения политетрафторэтилена (фторпласта-4) и определить среднюю молекулярную массу полимера, если степень полимеризации равна 1200. (Ответ: 120000).

.4. Составить уравнение реакции сополимеризации пропилена и изобутилена. Вычислить степень полимеризации, если полимер имеет молекулярную массу 160000. (Ответ: 1600).

.5. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Написать уравнения соответствующих реакций. Составить схему полимеризации винилхлорида.

.6. Муравьиный альдегид вступает в реакцию поликонденсации с мочевиной CO(NH2)2 и образует синтетическую карбамидную смолу. Написать уравнение реакции поликонденсации, считая, что на 2 моль мочевины необходим 1 моль формальдегида.

.7. Как из карбида кальция и воды, применив реакцию Кучерова, получить уксусный альдегид, а затем винилуксусную кислоту? Написать уравнения соответствующих реакций. Привести схему полимеризации винилацетата.

.8. Привести схему сополимеризации акрилонитрила CH2=CH?СN и винилацетата СН2=СН?СН2?СООН.

.9. Привести схему получения полимера при реакции сополимеризации стирола и акрилонитрила.

.10. Составить схему поликонденсации адипиновой кислоты C4H8(COOH)2 и гексаметилендиамина (NH2)2(CH2)6.

.11. Написать структурную формулу метакриловой кислоты. Какое соединение получается при взаимодействии ее с метанолом? Написать уравнение реакции. Составить схему полимеризации образующегося продукта.

.12. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Написать уравнения соответствующих реакций. Составить схему полимеризации винилхлорида.

.13. Полимером какого непредельного диенового углеводорода является натуральный каучук? Написать структурную формулу этого углеводорода и реакцию его полимеризации.

.14. Составить схему сополимеризации бутадиена и стирола.

.15. Для получения синтетического волокна «энант» в качестве мономера используют аминоэнантовую кислоту NH2-(CH2)6-COOH. Составить схему поликонденсации аминоэнантовой кислоты.

.16. Составить схему сополимеризации изопрена и изобутилена.

.17. Написать уравнение реакции поликонденсации карбамида CO(NH2)2 с уксусным альдегидом, исходя из того, что с каждыми 3 моль карбамида вступают в реакцию 2 моль альдегида.

.18. При взаимодействии этилакриловой кислоты CH2=C(C2H5)-COOH с пропиловым спиртом C3H7OH образуется пропилэтилакрилат. Написать реакцию его получения и полимеризации. Какая масса полимера получится в результате реакции, если степень полимеризации равна 32? (Ответ: 4992).

.19. Написать уравнение реакции получения метилового эфира метакриловой кислоты и реакцию полимеризации его в полиметилметакрилат. Определить среднюю молекулярную массу полимера, если степень полимеризации равна 150. (Ответ: 13200).

.20. Волокно «лавсан» является продуктом поликонденсации терефталевой кислоты C6H4(COOH)2 и этиленгликоля. Соотношение между числом молекул терефталевой кислоты и этиленгликоля 2:1. Изобразить строение структурного звена этого полимера.


Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов


Цель работы: изучить качественные реакции на катионы металлов.

Задание: перевести исследуемые металлы в растворимое состояние и доказать наличие катионов определенных металлов с помощью специфическх качественных реакций. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.

Качественный анализ - это совокупность химических, физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения компонентов, входящих в состав анализируемого вещества или смеси веществ. Методы качественного анализа в водных растворах сводятся к проведению химических реакций между ионами анализируемого вещества и прибавленных к ним реагентов (реактивов). Обычно проводят характерные реакции, которые могут быть замечены по какому-либо внешнему эффекту, например по образованию осадков, выделению газа, изменению окраски раствора или осадка и т.д.

Реагенты, применяемые в качественном анализе, делятся на групповые и специфические.

Специфическими реагентами называются такие реагенты, которые дают в определенных условиях характерную реакцию только с одним каким-либо ионом. Например, реактивом на ион Fe3+ является раствор гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль), который образует с катионом Fe3+ темно-синий осадок берлинской лазури:


FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3? + 12KCl.


Также для обнаружения ионов Fe3+ используется роданид аммония (NH4SCN) или калия (KSCN), который образует с катионом Fe3+ роданид железа Fe(SCN)3 кроваво-красного цвета.

Групповыми реагентами называются такие реактивы, которые дают аналогичные реакции с несколькими ионами. Ионы, одинаково относящиеся к групповому реагенту, называются ионами одной аналитической группы.

Существуют различные аналитические классификации катионов по группам. Для идентификации с помощью образования малорастворимых соединений наиболее распространенными являются кислотно-основная и сероводородная.

Кислотно-основная классификация основана на использовании в качестве групповых реагентов водных растворов кислот и щелочей. По этой классификации групповым реагентом на катионы Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ является раствор серной кислоты H2SO4, реже - растворимые сульфаты Na2SO4, K2SO4, (NH4)2SO4. Названные катионы образуют с групповым реагентом нерастворимые сульфаты МSO4 белого цвета.

Сероводородная классификация базируется на использовании групповых реагентов: растворов HCl; H2S; (NH4)2S и (NH4)2CO3.

Для ионов Ag+, Pb2+, Hg2+ групповым осадителем служит HCl (образуются нерастворимые хлориды белого цвета); для ионов Ca2+, Sr2+, Ba2+ - (NH4)2CO3 (получаются нерастворимые карбонаты МСО3 белого цвета); для ионов Al3+, Cr3+, Fe3+, Fe2+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Pb2+, Cd2+ и др. - (NH4)2S. При действии группового реагента на ионы Fe2+, Co2+, Ni2+, Pb2+, Сu2+ образуются нерастворимые сульфиды черного цвета, сульфид цинка ZnS белого цвета, CdS ? желтый. Сульфиды алюминия, хрома (III), железа (III) подвергаются гидролизу, поэтому в водном растворе не образуются. Вместо сульфидов выделяются продукты их гидролиза ? гидроксиды этих металлов и сероводород.


Выполнение работы


Студент получает у преподавателя металл в виде стружки или гранул. Металл необходимо разделить на 5 частей.

Работа по анализу сводится к тому, что металл под действием какого-нибудь растворителя (HCl, HNO3, NH4Cl) окисляется и переводится в раствор в виде катиона металла. Затем с помощью характерных реакций доказывается наличие данного металла в полученном растворе. Растворение металла во всех случаях вести при слабом нагревании, в течение 3?5 минут примерно в 1 мл растворителя. С концентрированными кислотами соблюдать особую осторожность и работать только в вытяжном шкафу.

Опыт 1. Обнаружение магния

В пробирку поместить кусочек металла и добавить 2?3 мл концентрированного раствора хлорида аммония. Интенсивное выделение водорода дает основание предположить, что это магний (алюминий очень медленно взаимодействует с раствором NH4Cl). Взаимодействие магния с раствором хлорида аммония объясняется частичным гидролизом NH4Cl с образованием слабокислой среды.

Чтобы доказать наличие ионов Mg+2, часть полученного раствора перелить в другую пробирку, разбавить примерно 1 мл воды, добавить 1 мл разбавленной соляной кислоты и 1?2 мл раствора Na2HPO4, затем по каплям, при постоянном встряхивании пробирки, добавить разбавленный раствор NH4OH до появления запаха аммиака. При наличии ионов Mg+2 должен образоваться белый кристаллический осадок MgNH4PO4:

+ H2O + 2NH4Cl = MgCl2 + H2 + 2NH4OH;

MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH = MgNH4PO4? + 2NaCl + H2O.


Если магний не обнаружен, к одному кусочку металла (в пробирке) прилить концентрированного раствора NaOH и осторожно нагреть до начала реакции. Обильное выделение водорода возможно в случае алюминия, цинк реагирует со щелочью гораздо спокойнее, олово и свинец растворяются в щелочи очень медленно.

Опыт 2. Обнаружение алюминия

В пробирку поместить кусочек металла и добавить 2?3 разбавленной соляной кислоты. Нанести каплю полученного раствора на кусочек фильтровальной бумаги, после чего бумагу выдержать 1?2 минуты над горлом склянки с концентрированным раствором аммиака (в этом момент образуется гидроксид алюминия). Далее получившееся пятно обработать каплей спиртового раствора ализарина и снова выдержать в парах аммиака. Затем бумагу подсушить над пламенем спиртовки. Аммиак при этом улетучивается, и фиолетовая окраска заменяется бледно-желтой, на фоне которой отчетливо видно розово-красное пятно. Его появление объясняется тем, что ализарин образует с гидроксидом алюминия трудно растворимое соединение красноватого цвета.

Опыт 3. Обнаружение цинка

В пробирку поместить два кусочка металла и добавить 2?3 мл разбавленной азотной кислоты. Смочить кусочек фильтровальной бумаги полученным раствором Zn(NO3)2, а затем 2?3 каплями разбавленного раствора Co(NO3)2 и прокалить бумагу в тигле (прокаливание вести в вытяжном шкафу). При наличии катиона Zn2+ пепел окрашивается в зеленый цвет за счет образования цинката кобальта CoZnO2 - «Зелень Ринмана»:


Zn(NO3)2 + Co(NO3)2 ? CoZnO2 + 4NO2 + O2.


Если магний, алюминий и цинк не обнаружены, провести характерные реакции на остальные металлы - свинец, медь, олово и кадмий.

Опыт 4. Обнаружение свинца и меди

В пробирку поместить два кусочка металла и растворить их в 2?3 мл разбавленной азотной кислоты. В случае свинца получается бесцветный раствор нитрата свинца Pb(NO3)2. Чтобы проверить наличие ионов Pb2+, нужно отлить часть полученного раствора в другую пробирку, туда же добавить раствор сульфата натрия. В присутствии ионов Pb2+ должен получиться белый осадок PbSO4. Медь при растворении в разбавленной азотной кислоте дает голубой раствор нитрата меди Cu(NO3)2. Наличие ионов Cu2+ в растворе проверяется действием разбавленного раствора NH4OH. При осторожном добавлении NH4OH сначала можно наблюдать образование голубого осадка гидроксида меди, затем темно-синий раствор аммиаката меди:


Сu(NO3)2 + 2NH4OH = Cu(OH)2? + 2NH4NO3;

Сu(OH)2? + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](ОН)2 + 4H2O.


Опыт 5. Обнаружение олова

В пробирку поместить 1?2 кусочка металла и растворить осторожно, в вытяжном шкафу, в 1?2 мл концентрированной азотной кислоты. Для устранения ядовитого газа (бурого диоксида азота) в пробирку сразу же налить воды. При наличии олова образуется белый осадок ?-оловянной кислоты, не растворяющейся после разбавления раствора водой:


Sn + 4HNO3 + (n+2)H2O = SnO2?nH2O? + 4NO2 + 2H2O.


Опыт 6. Обнаружение кадмия

В пробирку поместить кусочек металла, осторожно, в вытяжном шкафу, растворить в 1?2 мл концентрированной соляной кислоты. Для проведения характерной реакции на ионы Cd2+ часть полученного раствора отлить в другую пробирку, добавить туда же по каплям при постоянном встряхивании пробирки разбавленный раствор NaOH до появления легкого помутнения, затем прилить раствор сульфида натрия. Щелочь добавляется для нейтрализации избытка соляной кислоты. В присутствии ионов Cd2+, в зависимости от количества добавленной щелочи, образуется желтый или оранжевый осадок CdS (не спутать с белым или желтоватым осадком свободной серы, которая может осаждаться в кислой среде).

Требования к результатам опытов

. Написать уравнение реакции взаимодействия каждого металла с растворителем, под действием которого металл окисляется и переводится в раствор в виде катиона.

. Составить уравнение реакции, доказывающей наличие катионов данного металла в полученном растворе.

. Описать последовательный ход анализа.

. Сделать вывод, какой металл был выдан преподавателем.

Примеры решения задач

Пример 33.1. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:

2+ + 2OH? = Cu(OH)2?;

Ag+ + Br? = AgBr?;

Pb2+ + 2Cl? = PbCl2?.


Решение. Обнаружение катионов проводят в растворе, следовательно, исходные вещества должны быть растворимыми сильными электролитами. В результате реакции образовался один осадок, значит, второе образующееся вещество также должно быть растворимым сильным электролитом. Например,

+ 2NaOH = Cu(OH)2? + 2NaCl;3 + NaBr = AgBr? + NaNO3;

Pb(NO3)2 + 2NaCl = PbCl2? + 2NaNO3.


Пример 33.2. При анализе раствора соли металла под действием сульфида аммония выпал осадок белого цвета. Какие катионы может и какие не может содержать исследуемый раствор?

Решение. Сульфиды железа, никеля и кобальта черного цвета, значит, в данном растворе катионы этих металлов отсутствуют. Белый цвет осадка свидетельствует о присутствии катионов алюминия или цинка.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Написать молекулярные и ионные уравнения трех разных качественных реакций на ионы Fe3+.

.2. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:


Ag+ + I? = AgI?;+ + 2OH? = Ni(OH)2?;

Ba2+ + SO42? = BaSO4??


.3. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования сульфидов кобальта, никеля и свинца.

.4. Под действием раствора соляной кислоты на анализируемый раствор выпал белый осадок. О присутствии каких катионов это свидетельствует? Привести уравнения соотетствующих реакций.

.5. Написать молекулярные и ионные уравнения трех разных качественных реакций, позволяющих обнаружить ионы Mg2+.

.6. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия раствора сульфида аммония с раствором, содержащим катионы Al3+, Fe3+, Cr3+.

.7. Под действием сероводорода на исследуемый раствор образуется желтый осадок. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнение соответствующей реакции.

.8. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:

+ + S2? = SnS?;+ + CO32? = CaCO3?;2+ + CrO42? = BaCrO4??


.9. При анализе раствора соли металла установлено, что образуется белый осадок под действием и раствора сульфида аммония, и раствора карбоната аммония. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.10. Написать молекулярные и ионные уравнения трех разных качественных реакций, с помощью которых можно открыть ионы Ag+.

.11. При анализе раствора соли металла установлено, что под действием раствора сульфида аммония образуется черный осадок, а при взаимодействии с избытком аммиака образуется синий раствор. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.12. Под действием аммиака на исследуемый раствор образуется зеленый осадок. Какие катионы могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.13. При анализе раствора соли металла установлено, что под действием раствора соляной кислоты образуется белый осадок, а при взаимодействии с бромидом натрия образуется желтый осадок. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций

.14. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций

+ + S2? = CuS?;+ + Cl? = AgCl?;а2+ + CO32? = CaCO3??


.15. Написать молекулярные и ионные уравнения трех разных качественных реакций, позволяющих обнаружить ионы Ni2+.

.16. При анализе раствора соли металла установлено, что под действием раствора щелочи образуется белый осадок, растворимый в кислотах и щелочах. При взаимодействии раствора с сульфидом натрия также образуется белый осадок. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.17. Под действием карбоната аммония на исследуемый раствор образуется белый осадок. Какие катионы могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.18. При анализе раствора соли металла установлено, что под действием раствора щелочи образуется голубой осадок, а при взаимодействии с сероводородом образуется черный осадок. Катионы какого металла могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.19. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:

+ + S2? = ZnS?;+ + 3OH? = Fe(OH)3?;+ + CrO42? = PbCrO4??


.20. Написать молекулярные и ионные уравнения трех разных качественных реакций на ионы Zn2+ .


Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы


Цель работы: изучить качественные реакции на анионы.

Задание: доказать наличие определенных анионов с помощью специфических реакций. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Анионы классифицируют по растворимости солей, либо по окислительно-восстановительным свойствам. Так многие анионы (SO42?, SO32?, CO32?, SiO32?, F?, PO43?, CrO42? и др.) имеют групповой реагент BaCl2 в нейтральной или слабокислой среде, т.к. соли бария и этих анионов мало растворимы в воде. Групповым реагентом на ионы Cl?, Br?, I?, SCN?, CN?, S2?и др. служит AgNO3.

Для анионов S2?, SO32?, NO2?, C2O42?, играющих роль восстановителей, групповым реагентом будет перманганат калия KMnO4 в кислой среде. Групповым признаком является обесцвечивание раствора.

Отдельные ионы могут быть обнаружены с помощью тех или иных специфических реакций. Например, при действии на анионы CO32? сильной кислоты протекает реакция с выделением пузырьков диоксида углерода CO2.. Сульфид-ион при действии сильных кислот переходит в сероводородную кислоту, которая выделяется из раствора в виде газообразного сероводорода H2S.


Выполнение работы


Опыт 1. Реакция на ион Cl?

Налить в пробирку 1?2 мл раствора хлорида натрия и добавить несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдается?

Опыт 2. Реакция на ион

Налить в три пробирки по 1?2 мл растворов: в одну - серной кислоты, в другую - сульфата натрия, в третью - сульфата меди. В каждую пробирку добавить 1?2 мл раствора хлорида бария BaCl2. Что наблюдается?

Опыт 3. Реакция на ион

Налить в пробирку 1?2 мл раствора фосфата натрия и добавить несколько капель раствора нитрата серебра. Отметить цвет образующегося осадка.

Опыт 4. Реакция на ион

Поместить в пробирку небольшое количество порошкообразного карбоната кальция и добавить соляной кислоты. Что наблюдается?

Требование к результатам опытов

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций для каждого опыта.

Примеры решения задач

Пример 34.1. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций: H+ + S2? = H2S?;

+ + Cl? = AgCl?;

Ba2+ + SO42? = BaSO4??


Решение. Обнаружение анионов проводят в растворе, следовательно, исходные вещества должны быть растворимыми сильными электролитами. В результате реакции образуется осадок или газ, значит, второе образующееся вещество также должно быть растворимым сильным электролитом. Например,


HCl + Na2S = H2S? + 2NaCl;

AgNO3 + NaCl = AgCl? + NaNO3;+ Na2SO4 = BaSO4? + 2NaCl.


Пример 34.2. При действии нитрата серебра на исследуемый раствор выпал осадок желтого цвета. Какие анионы может содержать исследуемый раствор?

Решение. Катионы серебра образуют желтые осадки при взаимодействии с бромид-, иодид-, хромат-ионами.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. Написать молекулярные и ионные уравнения трех реакций, позволяющих обнаружить в растворе ионы SO42?.

.2. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:


Ag+ + S2? = Ag2S?;+ + CO32? = BaCO3?;

H+ + CO32? = H2O + CO2?.


.3. Написать молекулярные и ионные уравнения трех реакций образования сульфатов бария, кальция и свинца.

.4. При анализе раствора под действием раствора нитрата серебра выпал белый осадок. О присутствии каких анионов может это свидетельствовать? Привести молекулярное и ионное уравнения соответствующей реакции.

.5. Написать молекулярные и ионные уравнения трех реакций, позволяющих обнаружить в растворе ионы CO32?.

.6. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия раствора нитрата бария с раствором, содержащим ионы CO32?, PO43?, SO42?.

.7. Под действием нитрата серебра на исследуемый раствор образуется черный осадок. О присутствии каких анионов может это свидетельствовать? Привести молекулярное и ионное уравнения соответствующей реакции.

.8. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:


а) Zn2+ + S2? = ZnS?; б) 2Ag+ + CrO42? = Ag2CrO4?;

в) 2H+ + SO32? = SO2? + H2O.


.9. При анализе раствора установлено, что образуется желтый осадок под действием и раствора нитрата бария, и раствора нитрата серебра. Какой анион может присутствовать в растворе? Привести молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

.10. Написать молекулярные и ионные уравнения трех реакций, с помощью которых можно открыть ионы S2?.

.11. Какие из перечисленных реактивов можно использовать для качественного определения карбонат-ионов: нитрат серебра, нитрат натрия, нитрат бария? Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.

.12. Каким реактивом можно обнаружить в растворе ионы хлора и брома? Привести молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

.13. Какой из перечисленных реактивов можно использовать для качественного определения сульфит-ионов: нитрат калия, нитрат натрия, нитрат бария? Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.

.14. При добавлении раствора кислоты к анализируемому раствору наблюдается выделение газа. Какие анионы могут содержаться в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.15. Какой из перечисленных реактивов можно использовать для качественного определения сульфат-ионов: нитрат калия, нитрат натрия, нитрат бария? Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.

.16. При анализе раствора установлено, что под действием раствора нитрата бария образуется белый осадок, а при взаимодействии раствора с подкисленным раствором перманганата калия наблюдается его обесцвечивание. Какие анионы могут присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.17. Какой из перечисленных анионов можно обнаружить с помощью подкисленного раствора перманганата калия: нитрат-, сульфат-, карбонат-, сульфид-ионы? Написать уравнение соответствующей реакции.

.18. При анализе раствора установлено, что при взаимодействии с нитратом серебра образуется черный осадок, а под действием подкисленного раствора перманганата калия наблюдается обесцвечивание раствора. Какой анион может присутствовать в растворе? Привести уравнения соответствующих реакций.

.19. Какие вещества можно взять при выполнении следующих реакций:

а) Fe3+ + 3SCN? = Fe(SCN)3; б) Ag+ + I? = AgI?; в) Sr2+ + SO42? = SrSO4?.

.20. На наличие какого иона указавает выделение газа при добавлении сильной кислоты в исследуемый раствор: Cl?, NO3?, CO32?? Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.


Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли


Цель работы: познакомиться с одним из методов количественного анализа ? химическим анализом.

Задание: определить количественное содержание железа в исследуемом растворе сульфата железа титриметрическим методом. Выполнить требования к результатам опыта, оформить отчет, решить задачу.


Теоретическое введение


Количественный анализ ? совокупность методов, с помощью которых определяют содержание (массы, концентрации и т.п.) или количественные соотношения компонентов в анализируемом образце.

Все методы количественного анализа делятся на две большие группы: инструментальные и химические, в основе которых лежит химическая реакция. К химическим методам относятся гравиметрические и титриметрические методы анализа.

Гравиметрический анализ состоит в определении массы и содержания какого-либо элемента, иона или химического соединения в анализируемом объекте. Определяемый компонент осаждают из раствора в виде какого-либо малорастворимого соединения, которое затем отделяют от раствора.

Титриметрические методы анализа основаны на измерении объема раствора реагента с точно известной концентрацией, затраченного на взаимодействие с определенным объемом анализируемого вещества. Раствор, концентрация которого (обычно титр раствора) точно известна, называется титрованным. Титром называется масса вещества, содержащегося в 1мл (см3) титрованного раствора. Определение проводят способом титрования, т.е. постепенного приливания титрованного раствора к раствору анализируемого вещества, объем которого точно измерен. Титрование прекращается при достижении точки эквивалентности, т.е. достижения эквивалентности реагента титруемого раствора и анализируемого компонента.

Одной из разновидностей титриметрического анализа является окислительно-восстановительное титрование, суть которого заключается в титровании раствора восстановителя титрованным раствором окислителя или в титровании раствора окислителя титрованным раствором восстановителя.

Определение железа и его соединений основано на титровании раствора, содержащего ионы Fe2+ (восстановителя), раствором перманганата калия (окислителя) известной концентрации. Реакция протекает по уравнению


KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 ? 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O.


Выполнение работы


В мерную колбу вместимостью 100 мл налить точно отмеренный объем исследуемого раствора сульфата железа (II). Отмерить мерным цилиндром

мл 2 н. раствора серной кислоты и прилить в колбу, добавляя туда же небольшими порциями дистиллированную воду и постоянно перемешая раствор круговыми движениями колбы. Довести объем воды в колбе до метки и еще раз тщательно перемешать приготовленный рабочий раствор.

Наполнить бюретку 0,05 н. раствором перманганата калия KMnO4 и установить уровень раствора на нулевое деление бюретки.

Провести ориентировочное титрование соли железа (II) перманганатом калия. Для этого взять пипеткой 10 мл раствора из мерной колбы и перенести в коническую колбу для титрования. Затем прибавлять к нему небольшими порциями раствор перманганата калия из бюретки до неисчезающего в течение 30 секунд обесцвечивания титруемого раствора. Первые капли раствора перманганата калия обесцвечиваются довольно медленно. Как только образуется в растворе немного ионов Mn2+, являющихся катализатором для данной реакции, дальнейшее обесцвечивание перманганата до конца титрования происходит почти мгновенно. Зная ориетировочный объем перманганата, провести 3 точных титрования. Результаты не должны отличаться более, чем на 0,05 мл. Взять среднее значение для проведения расчетов.

Данные опыта занести в табл. 35.1:


Таблица 35.1

Данные опыта и результаты расчетов

Номер титрованияV (FeSO4) Объем соли железаV (KMnO4) Объем перманганата калияVср (KMnO4) Средний объем перманганата калия123

Требования к результатам опыта

. Рассчитать молярную концентрацию эквивалентов раствора соли железа по закону эквивалентов:


сэк (FeSO4) · V (FeSO4) = сэк (KMnO4) · V (KMnO4) ,

откуда ,


где сэк (FeSO4) и сэк (KMnO4) - молярные концентрации эквивалентов растворов; V (FeSO4) и V (KMnO4) ? объемы реагирующих растворов.

. Рассчитать, какому количеству металлического железа соответствует содержание FeSO4 в объеме исследуемого раствора по формуле

(Fe) = Mэк (Fe) · сэк (FeSO4),

где Mэк (Fe) - молярная масса эквивалентов железа.

3. Рассчитать титр раствора FeSO4 по формуле


, г/мл,


где Мэк (FeSO4) - молярная масса эквивалентов FeSO4; сэк (FeSO4) - молярная концентрация эквивалентов FeSO4.


Примеры решения задач


Пример 35.1. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент KCrO2 как восстановителя, если KCrO2 окисляется до K2CrO4.

Решение. При окислении KCrO2 степень окисления хрома повышается с +3 до +6. Молярная масса эквивалентов восстановителя равна частному от деления молярной массы восстановителя на число отданных электронов:

Мэк (KCrO2) = 123 / 3 = 41 г/моль; эквивалент KCrO2 равен ? KCrO2.

Пример 35.2. Найти нормальность раствора NaOH, если нa титрование 20 мл 0,1 н. раствора щавелевой кислоты израсходовано 21мл NaOH.

Решение. Поскольку вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах, то можно записать н.к ? Vк = н.щ ? Vщ

где н.к. - нормальность раствора кислоты, Vк ? объем кислоты; н.щ - нормальность раствора щелочи, Vщ - объем щелочи. Следовательно, нормальность NaOH равна н.щ = н.к.? Vк / Vщ = 0,1?20 / 21 = 0,952.

Таким образом, для титрования был использован 0,952 н. раствор NaOH.


Задачи и упражнения для самостоятельного решения


.1. На титрование 20 мл 0,1 М раствора HCl потребовалось 16 мл КОН. Чему равна молярная концентрация КОН? (Ответ: 0,125 моль/л).

.2. Вычислить титры растворов: а) 0,05 М NaCl; б) 0,004 н. Ca(OH)2;

в) 0,5 н. HNO3. (Ответ: а) 0,00292 г/мл; б) 0,148?10?3 г/мл; в) 0,0315 г/мл).

.3. Чему равна масса осадка, образующегося при сливании 250 мл раствора карбоната натрия с молярной концентрацией 0,1 моль/л и 200 мл хлорида бария с молярной концентрацией 0,15 моль/л? (Ответ: 4,925 г).

.4. При гравиметрическом определении свинца в сплаве получено 1,4642 г PbSO4. Какова масса свинца в сплаве? (Ответ: 1 г).

.5. Вычислить титры растворов: а) 1 н. H2SO4, б) 1 M H3PO4,

в) 0,1 н. расвора КОН. (Ответ: а) 0,049 г/мл; б) 0,098 г/мл; в) 0,0056 г/мл).

.6. На осаждение гидроксида железа (Ш) из 15 мл раствора FeCl3 пошло 10 мл 0,1 н. щелочи. Вычислить массу образовавшегося осадка гидроксида железа (Ш). (Ответ: 0,0356 г).

.7. На нейтрализацию 10 мл соляной кислоты неизвестной концентрации пошло 12 мл 0,1 н. раствора NaOH. Определить нормальность и титр раствора соляной кислоты. (Ответ: 0,12 н.; 4,38?10?3 г/мл).

.8. Написать уравнения реакций взаимодействия перманганата калия KMnO4 с сульфитом натрия Na2SO3 в: а) кислой среде, б) нейтральной среде и вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов в каждом случае.

(Ответ: а) 1/5 KMnO4; 31,6 моль/л; б) 1/3 KMnO4; 52,7 моль/л).

.9. Вычислить нормальность одномолярного раствора дихромата калия K2Cr2O7 в окислительно-восстановительном титровании, сопровождающимся образованием сульфата хрома (Ш). (Ответ: 6 н.).

.10. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 мл раствора AgNO3, потребовалось 50 мл 0,2 н. раствора соляной кислоты HCl. Какова нормальность раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?

(Ответ: 0,1 н.; 1,433 г).

35.11. Какая масса HNO3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 мл 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH?

(Ответ: 0,882 г; 0,016 г/мл).

.12. 25 мл КОН нейтрализуется 20,5 мл 0,2 н. раствора соляной кислоты. Чему равна нормальность раствора КОН? (Ответ: 0,164 н.).

.13. Навеска 5,912 г хлорида натрия растворена в 2 л раствора. Чему равны молярная концентрация эквивалентов и титр этого раствора?

(Ответ: 0,05 моль/л; 0,002956 г/мл).

.14. Сколко граммов H2SO4 содержится в растворе, если на нейтрализацию израсходовано 20 мл раствора КОН, титр которого равен 0,0046 г/мл?

(Ответ: 0,805 г).

.15. Для нейтрализации 20 мл 0,1 н. раствора NaOH расходуется 30 мл соляной кислоты. Чему равна молярная концентрация эквивалентов HCl?

(Ответ: 0,067 моль/л).

.16. На нейтрализацию 31 мл 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 мл раствора серной кислоты. Чему равна нормальность и титр серной кислоты?

(Ответ: 0,023 н.; 0,0011 г/мл).

.17. Какой объем 2 М раствора соляной кислоты HCl потребуется для нейтрализации 14 г гидроксида калия КОН, содержащихся в 1 л раствора? Чему равна молярная концентрация эквивалентов такого раствора?

(Ответ: 125 мл; 0,25 моль/л).

.18. Определить содержание железа в 1 л раствора сульфата железа (II), если на титрование 10 мл его пошло 5 мл 0,1 н. раствора перманганата калия KMnO4. (Ответ: 75,9 г).

.19. Какова молярная концентрация эквивалентов раствора NaCl, если на титрование 20 мл его израсходовано 18,3 мл 0,1 н. раствора нитрата серебра AgNO3. (Ответ: 0,0915 моль/л).

.20. Вычислить, сколько процентов кристаллизационной воды содержалось в BaCl2?2H2O, если навеска хлорида бария до высушивания составляла 1,5723 г, а после высушивания 1,3395 г. (Ответ: 14,8 %).

ЗАКЛЮЧЕНИЕ


Настоящее учебно-практическое пособие написано коллективом авторов на основе многолетнего опыта работы кафедры химии Иркутского государственного технического университета. Оно охватывает основные разделы химии, предусмотренные действующими учебными программами по данной дисциплине, и представляет собой практическое руководство к выполнению лабораторных работ.

Материал систематизирован и изложен в форме, удобной для изучения и усвоения. Использование пособия в учебном процессе будет способствовать закреплению теоретических знаний студентов о химических веществах, их свойствах, превращениях, а также о явлениях, которыми сопровождаются превращения одних веществ в другие. Поможет овладеть способами безопасного обращения с химическими веществами и лабораторным оборудованием. Позволит приобрести навыки самостоятельного выполнения химического эксперимента, обобщения и анализа результатов работы, формулирования выводов, составления отчетов. Выполнение заданий, предлагаемых после каждой темы, требует серьезной работы с учебником и стимулирует самостоятельную работу студента.

Полученные в курсе химии знания необходимы студентам при изучении последующих курсов, таких как сопротивление материалов, материаловедение, основы теплопередачи, теоретические основы различных технологических процессов в электротехнике, энергетике, машиностроении, в строительстве и других направлениях подготовки бакалавров.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК


1. Глинка Н. Л. Общая химия. - М. : Интеграл-Пресс, 2009. -727 с.

2. Коровин Н. В. Общая химия. - М. : Высш. шк., 2008. - 558 с.

3. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. - М. : Высш. шк., 2008. - 255 с.

. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М. : Интеграл-Пресс, 2009. - 240 с.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М. : Высш. шк., 2006. - 743 с.

6. Артеменко А.И. Органическая химия. - М. : Высш. шк., 2007. - 605 с.

. Васильев В.П. Аналитическая химия. Кн. 1. - М. : Дрофа, 2005. - 366 с.


Приложение А


Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета.

Требования к оформлению отчета по лабораторной работе

Отчета оформляется на бумаге формата А 4 вручную или на компьютере. При работе на компьютере: размер шрифта - 14; интервал между строк - одинарный; поля - везде по 2 см, внизу - 2,5 см; нумерация страниц - внизу посредине; абзацный отступ - 1,25 см; размещение текста - по ширине.

Содержание отчета:

·титульный лист (образец прилагается);

·цель работы;

·задание;

·краткое теоретическое введение к данной работе;

·название опытов;

·оформление результатов опытов в соответствии с предъявляемыми требованиями.

Защита лабораторной работы осуществляется на занятии, следующем после ее выполнения. При защите студент должен представить отчет по лабораторной работе, составленный по предложенной выше схеме, пояснить все приведенные расчеты и выводы, выполнить свой вариант задания по теме лабораторной работы (решить задачу или составить уравнения химических реакций).

Образец оформления титульного листа

ИрГТУ

КАФЕДРА ХИМИИ И ПИЩЕВОЙ ТЕХНОЛОГИИ


Отчет

по лабораторной работе (номер и название работы)


Выполнил студент группы….

Фамилия, инициалы

Проверил преподаватель

Фамилия, инициалы


Иркутск 2012

Приложение Б


Таблица 1

Стандартные энтальпии образования ?fН°298, энтропии S°298 и энергии Гиббса образования ?fG°298 некоторых веществ при 298 К (25 °С)

Вещество?fН°298 кДж/мольS°298 Дж/моль?К?fG°298 кДж/мольAl (к)-28,32-Al2O3 (к)-167650,9-1580С(графит)-5,7-СO (г)-110,5197,5-137,1СO2 (г)-393,5213,7-394,4СH4 (г)-74,9186,2-50,8С2H2 (г)226,8200,8209,2С2H4 (г)52,3219,468,1СH3OH (ж)-238,6126,8-166,23С2H5OH (г)-235,3278-167,4СaCO3 (к)-1207,192,9-1128,7СaO (к)-635,539,7-604,4СaC2 (к)-62,770,3-67,8Сa(OH)2 (к)-986,283,4-898,5СuO (к)-16242,6-129,4Fe (к)-27,2-FeO (к)-264,858,8-244,3Fe2O3 (к)-822,289,9-740,8Н2 (г)-130,6-H2O (г)-241,8188,7-228,6H2O (ж)-285,870,1-237,3H3PO4 (к)-1279,9110,5-1119,9NH3 (г)- 46,2192,6-16,7NH4 NO3 (к)-365,7151,1-183,9NO (г)90,3210,686,7NO2 (г)33,5240,451,84N2O(г)82,1220104,2O2 (г)-205-РСl3 (г)-277311,7-286,3РСl5 (г)-369,4324,6-362,9P2O5 (к)-1492114,5-1348,8Pb (к)-64,9-PbO (к)-217,369,5-188,5PbO2 (к)-276,676,4-219

Таблица 2

Плотность раствора соляной кислоты при 15 °С

Плотность ?, г/млМассовая доля кислоты ?, %1,10020,011,10520,971,11021,921,11522,861,12023,821,12524,781,13025,751,13526,701,14027,661,14528,611,15029,571,15530,551,16031,521,16532,491,17033,461,17534,421,18035,391,18536,311,19037,231,19538,161,20039,11


Таблица 3

Растворимость некоторых солей и оснований в воде

АнионыКатионыLi+Na+K+NH4+Cu2+Ag+Mg2+Ca2+Ba2+Zn2+Hg2+Al3+Sn2+Pb2+Ni2+Cr3+Mn2+Fe3+Fe2+Cl?рррррнрррррррмрррррBr?рррррнррррмррмрррррI?рррр?нррррнррнррр?рNO3?рррррррррррр?ррр?ррCH3COO?рррррррррррр?рр?р?рS2?ррррнн?ррнн?ннн?нннSO32?рррр?нннннн??нн?н?нSO42?рррррмрмнр?ррнрррррCO32?мррр?ннннн???нн?н?нSiO32?ррр???нннн?н?н??нннCrO42?ррррннрмннн??н?рн??PO43?нрррнннннннннннннннOH?ррррн?нмрн?ннннннннПримечание: р - растворимое; м - малорастворимое; н - практически нерастворимое вещество; «?» ? вещество не существует или разлагается водой.


Таблица 4

Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25 °С и электродные реакции для некоторых металлов

ЭлектродЭлектродная реакцияjo , ВЭлектродЭлектродная реакцияjo , ВLi+/LiLi+ + ? = Li-3,045Cd2+/CdCd2+ + 2? = Cd-0,403Rb+/RbRb+ + ? = Rb-2,925Co2+/CoCo2+ + 2? = Co-0,277K+/KK+ + ? = K-2,924Ni2+/NiNi2+ + 2? = Ni-0,250Cs+/CsCs+ + ? = Cs-2,923Sn2+/SnSn2+ + 2? = Sn-0,136Ba2+/BaBa2+ + 2? = Ba-2,906Pb2+/PbPb2+ + 2? = Pb-0,126Ca2+/CaCa2+ + 2? = Ca-2,866Fe3+/FeFe3+ + 3? = Fe-0,036Na+/NaNa+ + ? = Na-2,7142H+/H22H+ + 2? = H20,000Mg2+/MgMg2+ + 2? = Mg-2,363Bi3+/BiBi3+ + 3? = Bi+0,215A13+/A1Al3+ + 3? = Al-1,662Cu2+/CuCu2+ + 2? = Cu+0,337Ti2+/TiTi2+ + 2? = Ti-1,628Ag+/AgAg+ + ? = Ag+0,799Mn2+/MnMn2+ + 2? = Mn-1,180Hg2+/HgHg2+ + 2? = Hg+0,854Zn2+/ZnZn2+ + 2? = Zn-0,763Pt2+/PtPt2+ + 2? = Pt+1,190Cr3+/CrCr3+ + 3? = Cr-0,744Au3+/AuAu3+ + 3? = Au+1,498Fe2+/FeFe2+ + 2? = Fe-0,440Au+/AuAu+ + ? = Au+1,691

Периодическая система

ПериодыРядыГ Р У П П ЫIA IBIIA IIBIIIA IIIBIVA IVB11Н 1 1,0079 1s1 ВОДОРОД 122Li 3 6,941 2s1 ЛИТИЙ 2 1Be 4 9,01218 2s2 БЕРИЛЛИЙ 2 2B 5 10,81 2s22p1 БОР 2 3C 6 12,011 2s22p2 УГЛЕРОД 2 433Na 11 22,98977 3s1 НАТРИЙ 2 8 1Mg 12 24,305 3s2 МАГНИЙ 2 8 2Al 13 26,981 3s23p1 АЛЮМИНИЙ 2 8 3Si 14 28,085 3s23p2 КРЕМНИЙ 2 8 444K 19 39,0983 4s1 КАЛИЙ 2 8 8 1Ca 20 40,078 4s2 КАЛЬЦИЙ 2 8 8 221 Sc 3d14s2 44,9559 СКАНДИЙ 2 8 9 222 Ti 3d24s2 47,90 ТИТАН 2 8 10 2 529 Cu 3d104s1 63,546 МЕДЬ 2 8 18 130 Zn 3d104s2 65,39 ЦИНК 2 8 18 2Ga 31 69,72 4s24p1 ГАЛЛИЙ 2 8 18 3Ge 32 72,59 4s24p2 ГЕРМАНИЙ 2 8 18 4 5 6Rb 37 85,4678 5s1 РУБИДИЙ 2 8 18 8 1Sr 38 87,62 5s2 СТРОНЦИЙ 2 8 18 8 239 Y 4d15s2 88,9059 ИТТРИЙ 2 8 18 9 240 Zr 4d25s2 91,22 ЦИРКОНИЙ 2 8 18 10 2 747 Ag 4d105s1 107,868 СЕРЕБРО 2 8 18 18148 Cd 4d105s2 112,41 КАДМИЙ 2 8 18 18 2In 49 114,82 5s25p1 ИНДИЙ 2 8 18 18 3Sn 50 118,69 5s25p2 ОЛОВО 2 8 18 18 4 6 8Cs 55 132,9054 6s1 ЦЕЗИЙ 2 8 18 18 8 1Ba 56 137,33 6s2 БАРИЙ 2 8 18 18 8 257 La 5d16s2 138,9056 ЛАНТАН 2 8 18 18 9 272 Hf 5d26s2 178,49 ГАФНИЙ 2 8 18 32 10 2 979 Au 5d106s1 196,9665 ЗОЛОТО 2 8 18 32 18 180 Hg 5d106s2 200,59 РТУТЬ 2 8 18 32 18 2Tl 81 204,383 6s26p1 ТАЛЛИЙ 2 8 18 32 18 3Pb 82 207,2 6s26p2 СВИНЕЦ 2 8 18 32 18 4 7 10 Fr 87 [223] 7s1 ФРАНЦИЙ 2 8 18 32 18 8 1Ra 88 [226] 7s2 РАДИЙ 2 8 18 32 18 8 289 Ac 6d17s2 [227] АКТИНИЙ 2 8 18 32 18 9 2104 Rf 6d27s2 [261] РЕЗЕРФОРДИЙ 2 8 18 32 32 10 2

Л А Н Т А

58 Сe 140,12 4f25d16s2 ЦЕРИЙ59 Pr 140,9 4f36s2 ПРАЗЕОДИМ60 Nd 144,24 4f46s2 НЕОДИМ61 Pm [145] 4f56s2 ПРОМЕТИЙ62 Sm 150,4 4f66s2 САМАРИЙ63 Eu 151,96 4f76s2 ЕВРОПИЙ64 Gd 157,25 4f75d16s2 ГАДОЛИНИЙ

A К Т И

90 Th 232,0381 6d27s2 ТОРИЙ91 Pa [231] 5f26d17s2 ПРОТАКТИНИЙ92 U 238,029 5f36d17s2 УРАН93 Np [237] 5f46d17s2 НЕПТУНИЙ94 Pu [244] 5f67s2 ПЛУТОНИЙ95 Am [243] 5f77s2 АМЕРИЦИЙ96 Cm [247] 5f76d17s2 КЮРИЙТаблица 5

элементов Д.И. Менделеева

Э Л Е М Е Н Т О ВVA VBVIA VIBVIIA VIIBVIIIA VIIIB(Н)Нe 2 4,0026 1s2 ГЕЛИЙ 2Распределение электронов по застраивающимся и последующим застроенным подуровням Символ Атомный элемента номер Атомная масса Распределение электронов по уровнямN 7 14,006 2s22p3 АЗОТ 2 5O 8 15,99 2s22p4 КИСЛОРОД 2 6F 9 18,99 2s22p5 ФТОР 2 7Ne 10 20,179 2s22p6 НЕОН 2 8P 15 30,973 3s23p3 ФОСФОР 2 8 5S 16 32,06 3s23p4 СЕРА 2 8 6Cl 17 35,453 3s23p5 ХЛОР 2 8 7Ar 18 39,946 3s23p6 АРГОН 2 8 823 V 3d34s2 50,941 ВАНАДИЙ 2 8 11 224 Cr 3d54s1 51,996 ХРОМ 2 8 13 125 Mn 3d54s2 54,9380 МАРГАНЕЦ 2 8 13 226 Fe 3d64s2 55,847 ЖЕЛЕЗО 2 8 14 227 Co 3d74s2 58,93 КОБАЛЬТ 2 8 15 228 Ni 3d84s2 58,70 НИКЕЛЬ 2 8 16 2As 33 74,922 4s24p3 МЫШЬЯК 2 8 18 5Se 34 78,96 4s24p4 СЕЛЕН 2 8 18 6Br 35 79,904 4s24p5 БРОМ 2 8 18 7Kr 36 83,80 4s24p6 КРИПТОН 2 8 18 841 Nb 4d45s1 92,906 НИОБИЙ 2 8 18 12 142 Mo 4d55s1 95,94 МОЛИБДЕН 2 8 18 13 143 Tc 4d55s2 [98] ТЕХНЕЦИЙ 2 8 18 13 244 Ru 4d75s1 101,07 РУТЕНИЙ 2 8 18 15 145 Rh 4d85s1 102,905 РОДИЙ 2 8 18 16 146 Pd 4d105s0 106,4 ПАЛЛАДИЙ 2 8 18 18 0Sb 51 121,75 5s25p3 СУРЬМА 2 8 18 18 5Te 52 127,60 5s25p4 ТЕЛЛУР 2 8 18 18 6I 53 126,90 5s25p5 ИОД 2 8 18 18 7Xe 54 131,30 5s25p6 КСЕНОН 2 8 18 18 873 Ta 5d36s2 180,94 ТАНТАЛ 2 8 18 32 11 274 W 5d46s2 183,85 ВОЛЬФРАМ 2 8 18 32 12 275 Re 5d56s2 186,207 РЕНИЙ 2 8 18 32 13 276 Os 5d66s2 190,2 ОСМИЙ 2 8 18 32 14 277 Ir 5d76s2 192,22 ИРИДИЙ 2 8 18 32 15 278 Pt 5d96s1 195,08 ПЛАТИНА 2 8 18 32 17 1Bi 83 208,98 6s26p3 ВИСМУТ 2 8 18 32 18 5Po 84 [209] 6s26p4 ПОЛОНИЙ 2 8 18 32 18 6At 85 [210] 6s26p5 АСТАТ 2 8 18 32 18 7Rn 86 [222] 6s26p6 РАДОН 2 8 18 32 18 2105 Db 6d37s2 [262] дубний 2 8 18 32 32 11 2106 Sg 6d47s2 [263] сиборгий 2 8 18 32 32 12 2107 Bh 6d57s2 [264] борий 2 8 18 32 32 13 2108 Hs 6d67s2 [265] хассий 2 8 18 32 32 14 2109 Mt 6d77s2 [266] мейтнерий 2 8 18 32 32 15 2110 Ds 6d87s2 [271] Дармштадтий 2 8 18 32 32 16 2

Н О И Д Ы

65 Tb 158,9254 4f96s2 ТЕРБИЙ66 Dy 162,50 4f106s2 ДИСПРОЗИЙ67 Ho 164,9304 4f116s2 ГОЛЬМИЙ68 Er 167,26 4f126s2 ЭРБИЙ69 Tm 68,9342 4f136s2 ТУЛИЙ70 Yb 173,04 4f146s2 ИТТЕРБИЙ71 Lu 174,97 4f145d16s2 ЛЮТЕЦИЙ

Н О И Д Ы

97 Bk [247] 5f86d17s2 БЕРКЛИЙ98 Cf [251] 5f107s2 КАЛИФОРНИЙ99 Es [252] 5f117s2 ЭЙНШТЕЙНИЙ100 Fm [257] 5f127s2 ФЕРМИЙ101 Md [258] 5f137s2 МЕНДЕЛЕВИЙ102 No [259] 5f147s2 НОБЕЛИЙ103 Lr [260] 5f146d17s2 ЛОУРЕНСИЙ


Источник: http://bibliofond.ru/view.aspx?id=731615

  • Дата: 28.01.2016, 15:19 |
  • Автор: Moogy |
  • Заглянуло: 1238 |
  • Высказались: (26) |