Лаб.практикум Химия

21

универсальным индикатором, называется универсальной индикаторной бумагой. Более точно pH определяют рН-метром.

Таблица. Интервалы перехода индикаторов

Гидролиз – это взаимодействие ионов растворенной соли с ионами Н+ и ОН- воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов.

Чаще всего это обратимый процесс, усиливающийся с разбавлением раствора

иповышением температуры. Возможны следующие случаи гидролиза:

1.Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (KCN, Na2СО3, СН3СОONа, K2S и т.д.) протекает по аниону. Например, уравнения гидролиза KCN:

KCN + H2O ↔ KOH + HCN

K+ + CN- + H2O ↔K+ + OH- + HCN

CN- + H2O ↔ HCN + OH-

Вследствие накопления в растворе ионов ОН реакция среды щелочная (pH > 7). Гидролиз солей слабых многоосновных кислот протекает в обычных условиях, преимущественно по 1-й ступени и в результате получаются кислые соли (например, NaHCO3).

2.Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

(NH4Cl, ZnCl2, Cu(NO3)2, FeCl3, Аl(SO4)3 и т.д.) протекает по катиону.

NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl

NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+

В растворе накапливаются избыточные ионы Н+, реакция среды кислая (pH < 7). Если катион многозаряден, то в обычных условиях образуется основная соль - продукт первой ступени гидролиза (ZnOHCl)

22

3.Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием (NH4CN, CH3COONH4, Рb(СН3СОО-)2 и т.д.) протекает по катиону и аниону.

CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH

CH3COO- + NH4+ + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH

Гидролиз в этом случае протекает почти полностью. Реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания и обычно близка к нейтральной

(pH ≈ 7).

4.Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, поэтому среда растворов солей этого типа

(NaCl, K2SO4, KNO3, LiCl и т.п.) близка к нейтральной pH ≈ 7.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение концентрации раствора кислоты.

Таблица 1.

1.Наберите пипеткой 10 мл исследуемого раствора кислоты и налейте в коническую колбу.

2.Добавьте 2 капли индикатора - фенолфталеина. Колбу поставьте на лист белой бумаги под наконечник бюретки с раствором щелочи, эквивалентная концентрация которого указана на бюретке.

3.Определите по делениям бюретки, по нижнему мениску положение первоначального уровня раствора щелочи с точностью до 0,05мл.

4.Приступите к титрованию. Одной рукой раствор из бюретки спускайте небольшими порциями в раствор кислоты, а другой рукой кругообразным движением перемешивайте раствор в колбе.

5.Завершить титрование, когда розовая окраска не исчезает в течение 30 секунд.

6.Отметьте уровень раствора щелочи в бюретке после титрования. По

23

разности уровней определите и запишите объем раствора щелочи, израсходованный на титрование.

7.Повторите титрование еще два раза. Объемы щелочи, израсходованной на титрование, не должны отличать больше чем на 0,2 см3.

8.Найдите среднее значение объема щелочи.

9.Определите эквивалентную концентрацию раствора кислоты.

Опыт 2. Определение рН водных растворов солей

Таблица 2.

1.На предметное стекло положите кусочек универсальной индикаторной бумаги и нанесите на него каплю раствора ZnCl2. Сравните цвет индикаторной бумаги со шкалой рН. Запишите в таблицу значение рН.

2.Проведите эксперимент с растворами следующих солей: Al2(SO4)3; Na2CO3; BaCl2.

3.Заполните таблицу 2.

4.Напишите вывод о том какие соли подвергаются гидролизу.

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз.

1.Налейте в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия CH3COONa.

2.Прибавьте 1-2 капли фенолфталеина и нагрейте.

3.Запишите наблюдения

4.Составьте уравнение реакции гидролиза соли и сделайте вывод о влиянии температуры на гидролиз.

Опыт 4. Растворение металла в продуктах гидролиза.

1.Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида цинка.

2.Определите реакцию среды лакмусом.

25

Цель работы - ознакомление с основными способами получения и

некоторыми химическими свойствами комплексных соединений.

Реактивы и оборудование: нитрат висмута (Bi(NO3)2), йодид калия

(KJ), сульфат алюминия (Al2(SO4)3), гидроксид натрия (NaOH), сульфат меди

(CuSO4), раствор аммиака (NH4OH), сульфат железа (II) (FeSO4), красная кровяная соль – гексацианоферрат (III) калия (K3[Fe(CN)6], нитрат серебра

(AgNO3), хлорид натрия (NaCl), пробирки, штатив для пробирок.

Теоретические сведения

Комплексным называется соединение, в узлах кристаллической решетки которого находятся комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию в растворах.

Например: K2[HgJ4], [Cu(NH3)4]Cl2.

Получение: такие сложные вещества образуются в результате соединения нейтральных молекул без возникновения новых электронных пар:

HgJ2 + 2KJ = HgJ2·2KJ = K2[HgJ4]

CuCl2 + 4NH3 = CuC12·4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2

Диссоциация комплексных соединений (КС): большинство комплексных соединений являются электролитами и в растворах диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы

K2[HgJ4] = 2K++[HgJ4]2-

[Cu(NH3)4]C12 = [Cu(NH3)4]2+ + 2Сl-

В формулах комплексный ион (координационная сфера) выделяется квадратными скобками. Некоторые комплексные соединения не имеют внешней сферы, например: [Pt(NH3)2Cl], [Со(NH3)3(NO2)3]

Центральный ион или атом в комплексном соединении называется

комплексообразователем. В приведенных примерах комплексообразователями являются ртуть, медь, платина, кобальт. Вокруг комплексообразователя координированы другие ионы, атомы или молекулы. Они называются лигандами. Лиганды непосредственно связаны с комплексообразователем. Комплексный ион может содержать одновременно

26

разнородные лиганды. Число лигандов, окружающих комплексообразователь, называется координационным числом (к.ч.) этого комплексообразователя, например:

Координационное число для многих комплексообразователей не является постоянным.

Комплексные ионы в растворе в той или иной степени обратимо диссоциируют на комплексообразователь и лиганды:

[Cu(NH3)4]2+ ↔Cu2++4NH3

[Cu(CN)4]2-↔Cu2++4CN-

Константы равновесия этих процессов называются константами нестойкости Кн комплексного иона

2+ [ 3]4= [[ ( 3)4]2+]

2+ [ ]4= [[ ( )4]2−]

Величина Кн определяет прочность комплексного иона: чем она меньше, тем более устойчив комплексный ион.

Комплексные соединения, которые в водных растворах почти полностью распадаются на простые ионы и молекулы, называются двойными солями. Так, двойная соль KFe(SO4)2 диссоциируют по уравнению:

KFe(SO4)2=K++Fе3++2SO42-

и все ионы, образовавшиеся в растворе, можно обнаружить соответствующими реакциями. Формулы двойных солей записывают без квадратных скобок: NaAl(SO4)2, KMgCl3.

27

Экспериментальная часть

Таблица 1.

Опыт 1. Получение комплексного соединения висмута.

1.Налейте в пробирку 5 капель раствора Bi(NO3)3

2.Добавьте в туже пробирку по каплям раствор KJ.

3.Продолжайте добавлять в пробирку раствор KJ до полного растворения осадка. При этом образуется комплексное соединение (тетраиодовисмутат калия).

4.Запишите наблюдения и уравнение реакции в таблицу 1.

Опыт 2. Получение комплексного соединения алюминия (гидроксосоли).

1.Налейте в пробирку 5 капель Al2(SO4)3.

2.Приливайте по каплям раствор едкого натра (NaOH).

3.Продолжайте прибавлять избыток щелочи до полного растворения осадка. Образуется комплексное соединение - тетрагидроксоалюминат натрия.

4.Запишите наблюдения и уравнение реакции в таблицу 1.

Опыт 3. Получение аммиаката меди.

1.Налейте в пробирку 5 капель концентрированного раствора сульфата меди CuSO4.

2.Прилейте концентрированного раствора аммиака сначала до образования основной соли, потом до полного его растворения. Образуется комплексное соединение сульфат тетраамминмеди (II).

3.Запишите наблюдения и уравнение реакции в таблицу 1.

28

Опыт 4. Качественная реакция на ион Fe2+.

1.Налейте в пробирку 5 капель раствора FeSО4.

2.Прибавьте несколько капель раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]. Образуется осадок турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2.

3.Запишите наблюдения и уравнение реакции в таблицу 1.

Опыт 5. Получение и разрушение хлорида диамминсеребра(I). Качественная реакция на ион Ag+.

1.В пробирку налейте 5-6 капель раствора нитрата серебра AgNO3.

2.Добавьте несколько капель раствора хлорида натрия NaCl. Обратите внимание на цвет осадка образовавшегося AgCl.

3.К полученному осадку добавьте концентрированного раствора аммиака до растворения осадка. Отметьте цвет раствора хлорида диамминсеребра(I) [Ag(NH3)2]Cl.

4.Запишите наблюдения и уравнение реакции в таблицу 1.

Сделайте вывод по результатам проделанной лабораторной работы!

Вопросы для защиты лабораторной работы

1.Какие соединения называются координационными?

2.Назовите составные части координационного соединения (внутренняя и внешняя сфера, комплексообразователь, лиганды), укажите их заряды и координационное число комплексообразователя в следующих координационных соединениях: [Fe(H2O)6]Cl3; [Fe(H2O)3(SCN)3]; K[Fe(H2O)2(SCN)4]; K3[Fe(SCN)6]; [Pt(NH3)4]Cl2; [Pt(NH3)2Cl2]; [Pt(NH3)4][PtCl4]; K2[PtCl4]; Na[Sn(OH)4]; H2[SiF6]; H[AuCl4]; [Ag(NH3)2]Cl, Na2[Sn(OH)6]. Напишите диссоциацию перечисленных соединений

3.Какие типы кооординационных соединений Вы знаете?

4.Как диссоциируют в растворе комплексные соединения?

5.Что такое константа нестойкости комплексного иона? Какая связь между устойчивостью (прочностью) комплекса и его константой нестойкости?

6.Какие соединения называют двойными солями?

7.Напишите диссоциацию следующих двойных солей: KAl(SO4)2, KFe(SO4)2, KMgCl3, NaAl(SO4)2,AgK(CN)2,K4Fe(CN)6, Mg(KSO4)2.

29

Лабораторная работа № 4.

Свойства d-элементов

Цель работы - ознакомление с некоторыми химическими свойствами технически важных d-элементов: хрома, марганца, железа.

Реактивы и оборудование: сульфат хрома (Cr2(SO4)3), гидроксид натрия (NaOH), пероксид водорода H2O2, перманганат калия (KMnO4), серная кислота (H2SO4), дистиллированная вода, раствор гидроксида калия (KOH), кристаллический сульфит натрия (Na2SO3), хлорное железо (FeCl3), гидроксид натрия (NaOH), сульфат железа (FeSO4), пробирки, штатив для пробирок.

Теоретические сведения

Элементы, в атомах которых заполняются электронами d-орбитали второго снаружи энергетического уровня, называют d-элементами. Их общая электронная формула ...(n-l)d1-10ns2(1), где n - номер наружного энергетического уровня. В периодической системе d-элементы располагаются в побочных подгруппах. Все d-элементы - металлы. В их атомах валентными являются. s-электроны внешнего уровня и d-электроны предвнешнего.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Электронная формула хрома 1s22s22p63p64s13d5.

Хром в соединениях проявляет степени окисления +2, +3, +6. Наиболее устойчивыми являются соединения Сr(III) и Cr(VI).

Марганец - химический элемент побочной подгруппы VII группы периодической системы. Электронная формула марганца ls22s22p63s23p64s23d5. В соединениях марганец проявляет различные степени окисления +2, +3, +4 +6, +7. Наиболее устойчивы соединения Мn(II), Mn(IV), Mn(VII).

Железо в периодической системе элементов находится в VIII группе, побочной подгруппе. Электронная формула железа 1s22s22p63s23p64s23d6. В устойчивых соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение гидроксида хрома (III) и исследование его свойств.

1. Налейте в 2 пробирки по 5 капель раствора сульфата хрома Cr2(SO4)3.

30

2.Прибавьте несколько капель раствора едкого натра до получения осадка.

3.В первую пробирку прибавьте избыток щелочи (раствор оставьте для следующего опыта), во вторую - разбавленную серную кислоту.

4.Запишите наблюдения. Отметьте цвет образующихся растворов.

5.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

а) получения гидроксида хрома Сr(ОН)3;

б) взаимодействия Сr(ОН)3 с кислотой;

в) взаимодействия Сr(ОН)3 со щелочью, имея в виду, что образуется гексагидроксохромат (III) натрия Nа3[Сr(ОН)6].

6. Сделайте вывод, чем объясняется растворение гидроксида хрома (III) в обоих случаях?

Опыт 2. Окисление соединения хрома (III).

1.В пробирку с раствором гексагидроксохромата (III) натрия Na3[Cr(OH)6], полученного в опыте 1, добавляйте раствор пероксида водорода Н2O2 до изменения окраски раствора.

2.Запишите наблюдения.

3.Окисление гексагидроксохромата (III) натрия выражается схемой:

Na3[Сr(ОН)6] + Н2O2 → Na2CrO4 + NaOH + Н2O

Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от среды.

Таблица 1.