Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Мачула А.А. и т.д

Г. В пробирку с раствором сульфата меди (II) CuSO4 добавить избыток раствора гидроксида натрия. Проделать аналогичные опыты с растворами солей железа (III) и марганца (II). Составить уравнения реакций. Отметить цвет осадков.

Опыт 4. Свойства оснований

А. В трех пробирках испытать действие индикаторов – фенолфталеина, лакмуса, метилового оранжевого, на раствор щелочи. Записать наблюдения.

Б. Налить в стакан немного раствора щелочи, прибавив к раствору 2–3 капли фенолфталеина. Добавлять по каплям раствор кислоты (помешивая стеклянной палочкой) до исчезновения окраски индикатора. Составить уравнение реакции нейтрализации.

В. Поместить в пробирку 6–8 капель раствора соли свинца (II) РЬ(NО3)2 или РЬ(СН3СОО)2. Прибавлять по каплям раствор щелочи до образования осадка, (после прибавления каждой капли щелочи пробирку встряхивать). Отметить цвет осадка и написать уравнение реакции.

Г. Поместить в пробирку 1 микрошпатель оксида кремния (IV) SiO2 и прилить 3–4 мл концентрированного раствора NaOH. Нагреть пробирку до полногорастворения SiO2. Составить уравнение реакции.

Д. Получить осадок гидроксида никеля (II) Ni(ОН)2, прибавляя к 2–3 каплям раствора соли никеля (II) избыток раствора щелочи. Испытать действие кислоты на полученный осадок. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

Опыт 5. Получение и свойства кислот

A. Положить в пробирку немного кристаллов ацетата натрия СНзСООNа и прибавить несколько капель H2SO4. Определить по запаху, какое вещество образовалось. Написать уравнение реакции.

Б. В трех пробирках испытать действие индикаторов – лакмуса, метилового оранжевого, фенолфталеина, на разбавленный раствор любой кислоты. Записать наблюдения.

В. Испытать действие соляной или разбавленной серной кислоты на осадки гидроксидов меди (II) Cu(ОН)2 и марганца (II) Мn(ОН)2, предварительно получив их в двух пробирках по реакции обмена между растворами солей меди (II), марганца (II) и NaOH. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

11

Опыт 6. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

А. В две пробирки внести по 1 мл раствора любой соли цинка. Добавлять по каплям раствор NaOH до образования осадка Zn(OH)2 (пробирку встряхивать для перемешивания). К полученному осадку в первую пробирку прибавить раствор кислоты, в другую – избыток раствора щелочи. Происходит ли растворение осадка в обеих пробирках? Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Опыт 7. Получение и свойства солей

А. В двух пробирках испытать действие растворов: сульфата натрия Na2SО4 на хлорид бария BaCl2, хлорида кальция CaCl2 на карбонат натрия Na2СО3. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Б. Внести в пробирку несколько капель насыщенного раствора гидроксида кальция. Прибавлять по каплям разбавленный раствор фосфорной кислоты Н3РO4. Отметить цвет образовавшегося осадка средней соли. Прилить к осадку избыток фосфорной кислоты, перемешивая стеклянной палочкой содержимое пробирки. Почему осадок растворяется при прибавлении избытка кислоты? Составить уравнения реакций образования средней соли и превращения ее в кислую соль (дигидрофосфат кальция) – Са(Н2РO4)2.

В. К раствору сульфата кобальта (II) – CoSО4 приливать по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка. Составить уравнение реакции образования основной соли (СоОН)2SO4. Осадок сохранить.

Г. Осадок, полученный в опыте 7В, разделить на две порции и поместить в пробирки. К одной порции добавить раствор щелочи до изменения цвета осадка, к другой – раствор серной кислоты до его растворения. Отметить цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. Составить уравнения реакций превращения основной соли в основание Со(ОН)2 и основной соли в среднюю CoSО4.

12

Контрольные вопросы и упражнения

1.Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом калия:

Mg(OH)2, А1(ОН)3, ZnO, Ba(OH)2, Fе(ОН)3? Написать уравнения соответствующих реакций.

2.Какие из указанных соединений будут попарно взаимодейство-

вать:

Р2О5, NaOH, ZnO, AgNO3, Nа2СО3, КС1, Сг(ОН)3, Н2SO4? Соста-

вить уравнения реакций.

3. Назвать и написать графические формулы следующих веществ:

СгС13, Ва(НСО3)2, MgSO4, AlOHCl2, Fe(NO3)2, CrOHSO4,

Са3(РO4)2, Fe(HS)2, (ZnОН)2SO3, Al(H2PO4)3, [Fе(OН2)]2СО3, Сr2(НРО4)3, СаSiO3, FeOHNO3.

4.Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами следующих солей: сульфат меди (II), нитрат натрия, карбонат кальция.

5.Изменяя соотношения реагирующих веществ по реакции

Са(ОН)2 + Н3РO4 → получить кислые, основную и среднюю соли.

6.Составить уравнения реакций получения солей: дигидрофосфат натрия, гидросульфит бария, хлорид дигидроксоалюминия, нитрат гидроксохрома (III). Как превратить эти соли в средние? Написать уравнения соответствующих реакций.

7.Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Fe(ОН)3 → Fе2О3 → Fe → FеС13 → Fe(NO3)3;

б) Р → P2O5 → Н3Р04 → Са3(РO4)2 → Са(Н2РO4)2 → Са3(РO4)2;

в) Cu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(NO3)2.

13

ОСНОВЫ ОБЪЕМНОГО ХИМИЧЕСКОГО АНАЛИЗА Введение

Объемный химический анализ является одним из методов количественного анализа. Сущность метода заключается в определении концентрации исследуемого вещества по затраченному на титрование объему вещества, с точно известной концентрацией.

При анализе раствор реактива, концентрация которого известна, из калиброванного по объему сосуда (бюретки) по каплям приливают к исследуемому раствору до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что все вещество в исследуемом растворе прореагировало с добавляемым реактивом. Эта процедура называется титрование.

При титровании важно точно установить точку эквивалентности, т.е. момент, когда и реактив, и вещество в исследуемом растворе прореагировали полностью (без остатка). Для установления этого момента используются вещества, претерпевающие какие-либо легко наблюдаемые изменения (перемена окраски, выпадение осадка и т.д.) в точке эквивалентности. Такие вещества называются индикаторами. Для кислотно-основного титрования в качестве индикаторов используют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый и др.

В этой работе мы будем пользоваться метиловым оранжевым (метилоранжем).

Лабораторная работа

Задание

1.Разбавлением концентрированного раствора соляной кислоты (HCl) приготовить раствор с концентрацией СN = 0,1 моль/л.

2.Уточнить концентрацию приготовленного раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи с известной концентрацией СN = 0,1 моль/л.

3.Используя приготовленный раствор кислоты методом объемного химического анализа, определить содержание щелочи в выданном для анализа растворе.

Приборы и реактивы

Концентрированный раствор соляной кислоты, 0,1н NaOH, ареометр, бюретка для титрования, мерная колба на 250 мл, коническая колба на 100 мл, индикатор метилоранж, мерная пипетка на 10 мл.

14

Выполнение работы

1. Приготовление 100 мл раствора 0,1н HCl

С помощью ареометра измерьте плотность концентрированного раствора соляной кислоты. По таблице плотностей растворов установите концентрацию HСl в нем. Рассчитайте объем концентрированного раствора кислоты, который необходимо взять для приготовления 100 мл 0,1н HCl.

Из мерной бюретки отлить в мерную колбу рассчитанный объем концентрированной соляной кислоты. Долить в колбу воды до метки. Содержимое колбы тщательно перемешать.

2. Уточнение концентрации приготовленного раствора

Получить у лаборанта раствор 0,1н NaOH. С помощью мерной пипетки отобрать в коническую колбу 10 мл этого раствора. Добавить в колбу 1–2 капли раствора метилоранжа.

Залить анализируемый раствор соляной кислоты в мерную бюретку. Добавлять по каплям раствор из бюретки в колбу до момента начала изменения окраски раствора с желтой на оранжевую. Записать объем прилитого раствора кислоты. Повторить титрование 3 раза. Рассчитать средний арифметический объем трех измерений – V(HCl).

Рассчитать точную концентрацию приготовленного раствора по закону эквивалентов:

CN(NaOH) V(NaOH) = CN(HCl) V(HCl),

0,1 моль/л × 0,01 л = ? × результат титрования. Рассчитать относительную ошибку, допущенную при приготов-

лении раствора:

δ= [СN(HCl) – 0,1]/0,1.

3.Определение массы NaOH в исследуемом растворе

В чистую бюретку залейте приготовленный вами ранее раствор соляной кислоты с известной концентрацией.

С помощью мерной пипетки залейте в коническую колбу 10 мл полученного для анализа раствора щелочи. Добавьте 1–2 капли индикатора.

Произведите титрование исследуемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Рассчитайте средний объем раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование.

15

Рассчитайте по закону эквивалентов концентрацию щелочи в анализируемом растворе. n(к-ты) = n(щелочи)

Сн(НCl) V(HCl) = Cн (NaOH) V(NaOH)

рез-т расчета × рез-т титров-я = ? × 0,001 л m = Cн (NaOH) Vколбы М (NaOH )

Рассчитайте массу NaOH в выданном вам для анализа растворе. Проверьте результат у лаборанта. Рассчитайте ошибку анализа.

Контрольные вопросы

1.В чем сущность метода объемного анализа?

2.Что такое точка эквивалентности и как она определяется?

3.Какие индикаторы относятся к кислотно-основным?

4.В чем суть закона эквивалентов? Как этот закон используется

вобъемном анализе?

5.Почему для растворов HСl и NaOH эквивалентная и молярная концентрации одинаковы?

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Лабораторная работа

Задачей является изучение зависимости скорости химической реакции разложения H2S2O3 от концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора на примере реакции

Na2S2О3+Н2SО4→ S↓+Na2SО4+H2О+SО2.

Оборудование и реактивы

Бюретки, 3 шт. Воронки для бюреток, 3 шт. Штатив с пробирками. Химические стаканы емкостью 100 мл – 2 шт. Секундомер. Бумага миллиметровая. Мерный цилиндр. Шаблон с вертикальной цветной полосой. Термометр с точностью измерения не хуже ± 1oС.

Реактивы: 0,2М Na2S2O3; 0,2М H2SO4; 0,5М НС1; 0,5М CuSO4 (в

капельнице с микропипеткой).

Описание изучаемой химической реакции

Уравнение химической реакции является суммарным уравнением сложного взаимодействия, протекающего последовательно по стадиям:

16

Первая реакция идет практически мгновенно, поэтому скорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) стадии реакции разложения тиосерной кислоты. Таким образом, изучая скорость протекания реакции, мы, по сути дела, изучаем скорость разложения Н2S2Оз.

Постановка опыта основывается на следующем:

1)как следует из уравнения (1), количество образующейся тиосерной кислоты эквивалентно количеству взятого для реакции тиосульфата натрия; поскольку скорость протекания реакции (1) много больше скорости протекания реакции (2), то с достаточно хорошей точностью можно считать начальную концентрацию тиосерной кислоты равной начальной концентрации тиосульфата натрия;

2)в свою очередь, разложение Н2S2Оз сопровождается выделением эквивалентного количества коллоидной серы, вызывающей помутнение раствора; поэтому по степени помутнения раствора можно судить о количестве разложившейся тиосерной кислоты.

Если проводить опыты в пробирке, к задней стенке которой приложен шаблон с вертикальной цветной полоской, то в начале опыта эта полоска четко просматривается через прозрачный раствор. После

добавления Н2SО4 и начала образования коллоидной S раствор становится мутным и при определенной плотности суспензии (всегда одинаковой во всех опытах) цветная полоска бумаги станет почти невидимой. Отмечая время с момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты (начало реакции) до появления первых признаков мути или до начала видимого исчезновения цветной полоски, можно судить о времени, в течение которого в растворе образуется одно и то же количество коллоидной серы, эквивалентное количеству

разложившейся Н2S2О3. В нашей работе мы будем определять время достижения одинакового помутнения и зависимости ее достижения от Сн(Н2S2O3) и от температуры;

3)поскольку реакция разложения тиосерной кислоты является реакцией первого порядка, то, согласно закону действующих масс,

скорость реакции пропорциональна концентрации Н2S2Оз; выражение для средней скорости реакции можно записать как

где ∆[ Н2S2О3 ] – изменение концентрации тиосерной кислоты за время ∆t; k – константа скорости реакции.

17

Принимая во внимание, что во всех опытах ∆[Н2S2О3] одинаково, скорость реакции можно определить как величину, обратно пропорциональную найденному времени:

V’ = 1 / ∆t = k* [Н2S2О3], где k*= k / ∆ [Н2S2О3]; V = V’ ∆ [Н2S2О3].

Опыт 1. (Ознакомительный)

Для предварительного ознакомления с характером изучаемой реакции к 3–5 мл раствора тиосульфата натрия прилить столько же раствора серной кислоты и наблюдать за помутнением раствора. Отметить момент начала появления мути и момент начала видимого исчезновения цветной полоски.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на скорость реакции

1). Наполнить одну мерную бюретку дистиллированной водой, другую – 0,2М раствором тиосульфата натрия и третью – 0,2М раствором серной кислоты.

2). С помощью этих бюреток в одной пробирке следует приготовить раствор тиосульфата натрия, соответствующий одному из вариантов, указанных в таблице, т.е. смешайте воду и исходный раствор тиосульфата натрия.

3). В другую пробирку отмерить 6 мл раствора серной кислоты. 4). Слить растворы, быстро перемешать стеклянной палочкой и отметить по секундомеру отрезок времени ∆t между началом реакции (момент сливания растворов) и временем начала видимого ис-

чезновения цветной полоски.

5). Рассчитать значение начальной концентрации тиосерной кислоты, приняв ее равной начальной концентрации тиосульфата натрия в реакционном объеме, а значение скорости реакции – как ве-

личину V’ = 1/∆t.

Расчет концентрации C´н(Na2S2О3) проводят с использованием закона разведения:

Сн(Na2S2О3) V(Na2S2О3) = C´н(Na2S2О3) V(смеси ) 0,2 × отобранный объем = C´н(Na2S2О3) 12

V(смеси) = V(Na2S2O3) + V(Н2О) + V(Н2SO4) = 12 мл

Опыт с одной и той же концентрацией раствора Na2S2O3 повторить 3 раза, взяв для расчета скорости среднее из трех измеренных

18

значений ∆t. Аналогичным образом получить данные для других концентраций Na2S2O3, приведенных в таблице.

Результаты эксперимента занести в таблицу.

Зависимость между изменением концентрации Н2S2О3 и скоростью реакции изобразить графически.

На основании полученных данных:

1) установить, какой линией выражается найденная зависимость, проходит ли она через начало координат;

показать независимость константы скорости реакции от концентрации;

2) сделать вывод о применимости закона действующих масс к реакции разложения тиосерной кислот

Опыт 3. Влияние температуры на скорость химической реакции

1). В 3 пробирки (1, 2, 3) налить из бюретки по 6 мл исходного раствора тиосульфата натрия, а в 3 другие пробирки (1а, 2а, 3а) – по 6 мл серной кислоты.

2). Пробирки поместить в стакан с горячей водой (Т»50оС) и через 5 минут, измерив температуру воды, слить содержимое пробирок 1 и 1а и тщательно перемешать. Замерить время от начала сливания до помутнения раствора.

3). Быстро провести опыты с растворами в других пробирках (2 и 2а, 3 и 3а). Рассчитать скорость реакции при измеренной температуре по среднему из трех измерений.

4). Повторить опыт при Т ≈ 70°С.

19

Обработка результатов опыта 3

1). По экспериментальным данным постройте зависимость V’=f(T). Помимо полученных в опыте 3 данных используйте результаты опыта 2 (вариант 1).

2). Используя значения V’ при разных температурах T, вычислите температурный коэффициент γ.

3). Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость исследованной реакции.

4). Нанесите полученные экспериментальные точки на координатную плоскость y=1nV’, x=1/Т. Постарайтесь начертить прямую так, чтобы она проходила максимально близко ко всем экспериментальным точкам. Из тангенса угла наклона прямой рассчитайте значение энергии активации данной реакции.

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции

Каталитическое восстановление железа (III) Выполнение работы.

В две пробирки внести по 10 капель 0,5н раствора роданида калия и по 1 капле 0,5н раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? В одну из пробирок добавить 1 каплю 1н раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 10 капель тиосульфата натрия. Наблюдать различную скорость обесцвечивания растворов, которое происходит вследствие восстановления железа (III) до железа (II) тиосульфатом натрия.

Запись данных опыта. Отметить все наблюдаемое. Написать уравнения реакций:

а) взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия, в результате которого образуется Fe(SCN)2 красного цвета; б) восстановления железа (III) в железо (II) – тиосульфатом натрия, протекающую по уравнению:

2Fe(SCN)3 + 2Nа2S2О3 = Na2S4O6, + 2Fe(SCN)2 +2NaSCN.

Какую окраску имеет Fe(SCN)2? Что являлось катализатором в данном опыте?

20