Файл: Лабораторные работы по общей и неорганической химии.doc
Добавлен: 20.03.2024
Просмотров: 142
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
3
Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 → BaSO4 + Al(NO3)3
Опыт 4. Смещение равновесия в сторону образования газообразных веществ
В отдельные пробирки поместить по 1-2 мл раствора карбоната натрия. В одну пробирку добавить 3-4 капли раствора соляной кислоты (2н), в другую – 3-4 капли раствора уксусной кислоты (2н). Записать наблюдения и уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод об устойчивости угольной кислоты. Какая из кислот сильнее – соляная, уксусная или угольная? Почему в справочнике нет значений Ка для соляной кислоты?
Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы электролита
Проводится реакция взаимодействия металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрации кислот одинаковы. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н+ в растворе, то есть от степени диссоциации исследуемых кислот.
Порядок выполнения опыта.
В одну пробирку налить 1-2 мл раствора соляной кислоты (2н), в другую - столько же раствора уксусной кислоты (2н). В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера.
Записать, в какой пробирке выделение водорода идет более энергично. Написать уравнения реакций Zn с HCl и CH3COOH в молекулярном и ионном виде. Рассчитать концентрацию ионов Н+ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1н растворе CH3COOH (К = 1,810-5). Сделать вывод, какой из электролитов имеет более высокое значение степени диссоциации - HCl или CH3COOH.
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
Zn + CH3COOH → Zn(CH3COO)2 + H2
Опыт 6. Образование слабого электролита
В одну пробирку налить 5-6 капель раствора ацетата натрия СH3COONa, а в другую - столько же раствора хлорида аммония NH4Cl. В первую пробирку прибавить несколько капель 2н раствора HCl, а во вторую - несколько капель 2н раствора NaOH. Пробирки нагреть на водяной бане и испытать на запах. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
СH3COONa + HCl NaCl + CH3COOH
NH4Cl + NaOH NaCl + H2O + NH3
Опыт 7. Действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита
а) В две пробирки налить по 5-6 капель 2н раствора СH3COOH и прибавить по 1 капле индикатора метилоранжа. Одну пробику оставить для сравнения, а в другую добавить немного сухого CH3COONa и перемешать. Наблюдать изменение окраски индикатора и объяснить наблюдаемое изменение.
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa → CH3COO- + Na+
б) Аналигичный опыт выполнить с раствором NH4OH. Использовоть индикатор фенолфталеин, а в качестве сильного электролита - кристаллический NH4Cl. Как изменяется цвет индикатора и почему?
NH4OH NH4+ + OH-
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Написать уравнения диссоциации электролитов и показать направление смещения ионного равновесия в растворе слабого электролита при введении одноименного иона.
Вопросы для самоподготовки
Задачи и упражнения
6. Определить степень диссоциации следующих растворов: а) 0,01 М HСlO, б) 0,4 М HF, в) 0,05 М HCOOH, г) 0,025 М C6H5OH.
7. Определить молярную концентрацию раствора кислоты, если степень диссоциации равна: а) 1% для CH3COOH, б) 0.1% для HClO, в) 0,01% для HCN, г) 5% для HF.
8. Вычислить ионную силу и активности ионов в растворах: а) 0,01 М KBr, б) 0,1 М CuSO4, в) 0,01 М AlCl3, г) 0,001 М Fe(NO3)2.
9. Написать следующие уравнения реакций в полном ионном и сокращенном ионном виде:
а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
б) Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3;
в) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;
г) 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O;
д) Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
е) CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2;
ж) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.
10. Доказать амфотерный характер следующих гидроксидов: а) Zn(OH)2, б) Fe(OH)3, в) Pb(OH)2, г) Al(OH)3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.
Теоретическая часть
Растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Например, равновесие в насыщенном растворе трудно растворимой соли CaSO4 между твердым осадком и ионами, выражается следующим уравнением:
CaSO4 ⇌ Ca2+ + SO42-
в осадке в растворе
Константа равновесия данного процесса имеет вид:
K = [Ca2+] ∙ [SO42-]/[CaSO4]
Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [CaSO4] = const. Следовательно, и произведение концентраций ионов Ca2+ и SO42- представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР) или константой растворимости Кs:
Ks CaSO4 = [Ca2+] ∙ [SO42-].
Для уравнения, записаного в общем виде:
s ms ns
AmBn(тв.) ⇌ mAn+ + nBm-
константа растворимости имеет вид:
Кs AmBn = [An+]m ∙ [Bm- ]n.
Так как растворимость (s) равна молярной концентрации малорастворимого вещества AmBn в растворе, константа растворимости выражается следующим образом:
Кs AmBn = [ms]m ∙ [ns ]n = mm ∙ nn ∙ sm+n. Следовательно,
sm+n = Кs AmBn/( mm ∙ nn)
Константа растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.
Хотя Кs при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:
1. Присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком (солевой эффект). В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.
2. Присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком (эффект одноименного иона). В этом случае растворимость резко уменьшается.
3. Присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами осадка. В этом случае растворимость резко возрастает.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование осадка и условие его растворения
В пробирку налить 4-5 капель раствора соли кальция и прибавить по каплям раствор оксалата аммония (NH4)2C2O4 до образования белого осадка. Испытать растворимость осадка в 2н растворе соляной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
CaCl2 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + NH4Cl
CaC2O4 + HCl CaCl2 + H2C2O4
Выписать из таблиц константы диссоциации и растворимости слабых электролитов. Вычислить константу равновесия реакции растворения осадка и объяснить, почему это происходит.
Опыт 2. Определение направления химических реакций (растворение осадков)
Налить в пробирку 6-8 капель раствора хлорида или нитрата бария и прибавить по каплям раствор хромата калия K2CrO4 до образования желтого осадка. Осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2н раствор HCl, а к другой - 2н раствор СH3COOH. В одной из пробирок наблюдается растворение осадка. Записать наблюдения, молекулярные и ионные уравнения реакций:
Ba(NO3)2 + K2CrO4 BaCrO4 + KNO3
BaCrO4 + HCl BaCl2 + H2CrO4
BaCrO4 + CH3COOH Ba(CH3COO)2 + H2CrO4
Вычислить константы равновесия процессов растворения BaCrO4 в соляной и уксусной кислоте и объяснить наблюдаемые процессы.
Опыт 3. Разделение ионов кальция Ca2+ и бария Ba2+
В конической (центрифужной) пробирке смешать по 4-5 капель солей кальция и бария. После этого прибавить 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4 и перемешать. С помощью центрифуги отделить осадок от раствора и центрифугат слить в другую пробирку. Используя значения констант растворимости для BaCrO4 и СaCrO4, определить, какое вещество находится в осадке, а какое ˗ в растворе. Доказать наличие ионов Са
Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 → BaSO4 + Al(NO3)3
Опыт 4. Смещение равновесия в сторону образования газообразных веществ
В отдельные пробирки поместить по 1-2 мл раствора карбоната натрия. В одну пробирку добавить 3-4 капли раствора соляной кислоты (2н), в другую – 3-4 капли раствора уксусной кислоты (2н). Записать наблюдения и уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод об устойчивости угольной кислоты. Какая из кислот сильнее – соляная, уксусная или угольная? Почему в справочнике нет значений Ка для соляной кислоты?
Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
Опыт 5. Зависимость степени диссоциации от природы электролита
Проводится реакция взаимодействия металлического цинка с соляной и уксусной кислотами. Концентрации кислот одинаковы. Скорость реакции будет зависеть от концентрации ионов Н+ в растворе, то есть от степени диссоциации исследуемых кислот.
Порядок выполнения опыта.
В одну пробирку налить 1-2 мл раствора соляной кислоты (2н), в другую - столько же раствора уксусной кислоты (2н). В каждую пробирку опустить по кусочку металлического цинка примерно одинакового размера.
Записать, в какой пробирке выделение водорода идет более энергично. Написать уравнения реакций Zn с HCl и CH3COOH в молекулярном и ионном виде. Рассчитать концентрацию ионов Н+ и величину рН в 0,1 н растворе HCl и 0,1н растворе CH3COOH (К = 1,810-5). Сделать вывод, какой из электролитов имеет более высокое значение степени диссоциации - HCl или CH3COOH.
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
Zn + CH3COOH → Zn(CH3COO)2 + H2
Опыт 6. Образование слабого электролита
В одну пробирку налить 5-6 капель раствора ацетата натрия СH3COONa, а в другую - столько же раствора хлорида аммония NH4Cl. В первую пробирку прибавить несколько капель 2н раствора HCl, а во вторую - несколько капель 2н раствора NaOH. Пробирки нагреть на водяной бане и испытать на запах. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
СH3COONa + HCl NaCl + CH3COOH
NH4Cl + NaOH NaCl + H2O + NH3
Опыт 7. Действие одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита
а) В две пробирки налить по 5-6 капель 2н раствора СH3COOH и прибавить по 1 капле индикатора метилоранжа. Одну пробику оставить для сравнения, а в другую добавить немного сухого CH3COONa и перемешать. Наблюдать изменение окраски индикатора и объяснить наблюдаемое изменение.
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa → CH3COO- + Na+
б) Аналигичный опыт выполнить с раствором NH4OH. Использовоть индикатор фенолфталеин, а в качестве сильного электролита - кристаллический NH4Cl. Как изменяется цвет индикатора и почему?
NH4OH NH4+ + OH-
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Написать уравнения диссоциации электролитов и показать направление смещения ионного равновесия в растворе слабого электролита при введении одноименного иона.
Вопросы для самоподготовки
-
Раствор, растворенное вещество, растворитель. Примеры растворов. -
Тепловые эффекты при растворении. -
Массовая доля растворенного вещества в растворе. -
Молярная концентрация растворенного вещества в растворе. -
Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалентов вещества. -
Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества в растворе. -
Закон эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов. -
Электролитическая диссоциация. Диссоциация соединений с ионной связью (оснований и солей) и соединений с ковалентной связью (кислот). -
Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры сильных и слабых электролитов. -
Константа диссоциации. Как константа диссоциации характеризует диссоциацию электролитов? -
Закон разбавления Оствальда. Как уменьшение концентрации раствора влияет на диссоциацию слабых электролитов? -
Диссоциация сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Зависимость активности иона от его заряда и ионной силы раствора. -
Ионные уравнения реакций. Условия протекания реакций в растворах. -
Амфотерные гидроксиды. Диссоциация амфотерных электролитов.
Задачи и упражнения
-
Написать уравнения реакций диссоциации, приводящих к образованию следующих ионов: а) H+ и NO3-; б) Al3+ и SO42-; в) Na+ и H2PO4-; г) Ca2+ и HCO3-; д) K+ и Br-; е) СaOH+ и Cl-. -
Написать уравнения диссоциации следующих веществ: а) Al(OH)3; б) AlOHSO4; в) H2S; г) KHSO3; д) NaClO; е) H3PO4; ж) NaH2PO4; з) Na2HPO4; и) Na3PO4; к) HCOOH. -
Написать уравнения первой и второй ступени диссоциации двухромовой (H2Cr2O7) и хромовой (H2CrO4) кислот. Сравнить табличные данные величины констант диссоциации этих кислот. Определить, какая кислота сильнее? -
Диссоциация слабой хлористой кислоты описывается уравнеием: HClO2 ⇌ H+ + ClO2-. Используя принцип Ле Шателье, объяснить, в какую сторону сместится равновесие и как изменится степень диссоциации: а) при добавлении соляной кислоты; б) при добавлении нитрита натрия; в) при разбавлении раствора. -
Рассчитать концентрации сульфит-ионов (SO32-) в 0,1 М растворах H2SO3 и K2SO3. Сравнить полученные результаты. -
В пробирку с соляной кислотой и цинком добавили раствор ацетата натрия. Как при этом меняется скорость выделения водорода? Как меняется концентрация ионов водорода в растворе, если к 100 мл 0,2 М раствора HCl прибавить 100 мл 0,2 М раствора CH3COONa?
6. Определить степень диссоциации следующих растворов: а) 0,01 М HСlO, б) 0,4 М HF, в) 0,05 М HCOOH, г) 0,025 М C6H5OH.
7. Определить молярную концентрацию раствора кислоты, если степень диссоциации равна: а) 1% для CH3COOH, б) 0.1% для HClO, в) 0,01% для HCN, г) 5% для HF.
8. Вычислить ионную силу и активности ионов в растворах: а) 0,01 М KBr, б) 0,1 М CuSO4, в) 0,01 М AlCl3, г) 0,001 М Fe(NO3)2.
9. Написать следующие уравнения реакций в полном ионном и сокращенном ионном виде:
а) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
б) Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3;
в) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;
г) 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O;
д) Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
е) CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2;
ж) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.
10. Доказать амфотерный характер следующих гидроксидов: а) Zn(OH)2, б) Fe(OH)3, в) Pb(OH)2, г) Al(OH)3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
Гетерогенное равновесие в растворах электролитов.
Теоретическая часть
Растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Например, равновесие в насыщенном растворе трудно растворимой соли CaSO4 между твердым осадком и ионами, выражается следующим уравнением:
CaSO4 ⇌ Ca2+ + SO42-
в осадке в растворе
Константа равновесия данного процесса имеет вид:
K = [Ca2+] ∙ [SO42-]/[CaSO4]
Знаменатель этой дроби является постоянной величиной, поэтому при данной температуре К ∙ [CaSO4] = const. Следовательно, и произведение концентраций ионов Ca2+ и SO42- представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР) или константой растворимости Кs:
Ks CaSO4 = [Ca2+] ∙ [SO42-].
Для уравнения, записаного в общем виде:
s ms ns
AmBn(тв.) ⇌ mAn+ + nBm-
константа растворимости имеет вид:
Кs AmBn = [An+]m ∙ [Bm- ]n.
Так как растворимость (s) равна молярной концентрации малорастворимого вещества AmBn в растворе, константа растворимости выражается следующим образом:
Кs AmBn = [ms]m ∙ [ns ]n = mm ∙ nn ∙ sm+n. Следовательно,
sm+n = Кs AmBn/( mm ∙ nn)
Константа растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.
Хотя Кs при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:
1. Присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком (солевой эффект). В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.
2. Присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком (эффект одноименного иона). В этом случае растворимость резко уменьшается.
3. Присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами осадка. В этом случае растворимость резко возрастает.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование осадка и условие его растворения
В пробирку налить 4-5 капель раствора соли кальция и прибавить по каплям раствор оксалата аммония (NH4)2C2O4 до образования белого осадка. Испытать растворимость осадка в 2н растворе соляной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
CaCl2 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + NH4Cl
CaC2O4 + HCl CaCl2 + H2C2O4
Выписать из таблиц константы диссоциации и растворимости слабых электролитов. Вычислить константу равновесия реакции растворения осадка и объяснить, почему это происходит.
Опыт 2. Определение направления химических реакций (растворение осадков)
Налить в пробирку 6-8 капель раствора хлорида или нитрата бария и прибавить по каплям раствор хромата калия K2CrO4 до образования желтого осадка. Осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2н раствор HCl, а к другой - 2н раствор СH3COOH. В одной из пробирок наблюдается растворение осадка. Записать наблюдения, молекулярные и ионные уравнения реакций:
Ba(NO3)2 + K2CrO4 BaCrO4 + KNO3
BaCrO4 + HCl BaCl2 + H2CrO4
BaCrO4 + CH3COOH Ba(CH3COO)2 + H2CrO4
Вычислить константы равновесия процессов растворения BaCrO4 в соляной и уксусной кислоте и объяснить наблюдаемые процессы.
Опыт 3. Разделение ионов кальция Ca2+ и бария Ba2+
В конической (центрифужной) пробирке смешать по 4-5 капель солей кальция и бария. После этого прибавить 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4 и перемешать. С помощью центрифуги отделить осадок от раствора и центрифугат слить в другую пробирку. Используя значения констант растворимости для BaCrO4 и СaCrO4, определить, какое вещество находится в осадке, а какое ˗ в растворе. Доказать наличие ионов Са