Реферат: Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета - Refy.ru - Сайт рефератов, докладов, сочинений, дипломных и курсовых работ

Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета

Рефераты по химии » Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета
Министерство сельского хозяйства РФ
Федеральное государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Мичуринский государственный аграрный университет»
Кафедра химии
______________________________________________________________________
Утверждено методическими комиссиями: экономического факультета Протокол №1 от 12.09.2007 г факультета заочного и дистанционного обучения Протокол №3 от 03.10.2007 г
Методическое руководство
к лабораторным занятиям по химии
для студентов экономического
факультета
по специальности:
080502 – Экономика и управление на предприятии АПК
Мичуринск - 2007
Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии
составлено к.х.н., доцентом кафедры химии Р.В. Кузнецовой в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта по дисциплине «Химия» для специальности 080502
Методическое руководство включает 9 лабораторных работ,
относящихся к общетеоретической и специальной частям программы.
Рецензент:
Н.Н. Быкова - к.т.н., доцент кафедры химии ТГТУ Методическое руководство рассмотрено на заседании кафедры
химии МичГАУ Протокол № 8 от 21 мая 2007г.
Технический редактор – Т.И. Медведева
Отпечатано в издательско-полиграфическом центре
ФГОУ ВПО МичГАУ
Подписано в печать 3.12.07 г. Формат 60х84 1 / 16 ,
Бумага офсетная № 1. Усл.печ.л. 4,6 Тираж 110 экз. Ризограф
Заказ №
_______________________________________________________________
Издательско-полиграфический центр
Мичуринского государственного аграрного университета
393760, Тамбовская обл., г. Мичуринск, ул. Интернациональная, 101,
тел. +7 (47545) 5-55-12
E-mail: vvdem@mgau
©Издательство Мичуринского государственного аграрного университета, 2007
2
Предисловие
Данная методическая разработка предназначена как руково-
дство к выполнению лабораторных работ по курсу “Химия” для сту- дентов 1-го курса экономического факультета и 2-го курса факультета заочного и дистанционного обучения.
Основой для ее составления являются: – требования ГОС высшего профессионального образования по
общим естественно-научным дисциплинам для направления “Эконо- мика и управление на предприятии АПК ”;
– обязательный минимум образовательной программы по химии
по направлению “Экономика и управление на предприятии АПК”;
– рабочая программа по химии для направления “Экономика и
управление на предприятии АПК ”, утвержденная методическим сове- том экономического факультета МичГАУ и факультетом заочного и дистанционного обучения.
Разработка включает 9 лабораторных работ по общетеоретиче-
ской, а также по специальной частям программы, касающихся раздела «Общая и неорганическая химия».
В первом разделе настоящего руководства приведены общие
правила выполнения лабораторных работ по химии, правила техники безопасности и меры по оказанию первой помощи в химической лабо- ратории. Второй раздел включает в себя описание работ по темам. В начале каждой работы дан минимум теоретического материала, помо- гающего в сознательном выполнении экспериментальных заданий, приведены основные литературные источники и вопросы для само- стоятельной подготовки к занятию.
В руководство также включены задания, упражнения и задачи,
которые могут быть использованы для быстрой проверки усвоения материала, для индивидуального опроса, контрольных работ и до- машних заданий.
Основная цель – помочь студентам самостоятельно оценить
степень усвоения на занятиях знаний по химии, лучше подготовиться к экзамену по данной дисциплине, развить у обучаемых способность анализировать, творчески мыслить и использовать фундаментальные знания в процессе решения профессиональных задач.
В конце методического руководства приведен список литерату-
ры, используемой студентом при подготовке к занятию.
3
I. ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ
ЛАБОРАТОРИЯХ
Студент может приступить к работе в лаборатории только после
предварительной подготовки дома. Во время работы в лаборатории студенты обязаны соблюдать сле- дующие правила:
1. Студенту в лаборатории отводится постоянное место и он
обязан поддерживать его в чистоте и порядке. После окончания рабо- ты тщательно убирать рабочее место. Все работы, за небольшим ис- ключением, выполняются студентом индивидуально.
2. Выполнять указания преподавателей и лаборантов. 3. Необходимые для работы реактивы находятся в ящике на ла-
бораторном столе. Студентам не разрешается оставлять реактивы на своих рабочих местах.
4. Сухие реактивы необходимо брать чистым шпателем или
специальной ложечкой. При наливании растворов из склянок нужно держать этикеткой вверх во избежание ее загрязнения.
5. Все реакции проводить с такими количествами веществ, ко-
торые указаны в описании опыта. Если в руководстве не указано, ка- кое количество необходимо взять, следует брать сухие вещества в не- больших количествах, а раствор не более 1-1,5 мл.
6. Неизрасходованные реактивы ни в коем случае нельзя высы-
пать или выливать обратно в склянки, их надо сдавать лаборанту.
7. Остатки дорогостоящих и ядовитых реактивов необходимо
сливать в специальные склянки.
Меры предосторожности при работе в лаборатории
1 . Все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими веществами
проводить только в вытяжном шкафу.
2. Опыты с легковоспламеняющимися веществами необходи-
мо проводить вдали от огня.
3. Не наклоняться над нагреваемой жидкостью или сплавляе-
мыми веществами во избежание попадания брызг на лицо.
4. Не следует вдыхать пахучие вещества и выделяющиеся газы,
близко наклоняясь к сосуду с этими веществами. Струю газа от отвер- стия сосуда следует направить к себе легким движением руки и осто- рожно вдохнуть.
5. При работе с твердыми щелочами и металлическим натрием
обязательно надевать защитные очки.
4
6. При разбавлении концентрированных кислот, особенно сер-
ной, вливать кислоту в воду, а не наоборот.
7. Пробирку при нагревании растворов в ней всегда следует
держать таким образом, чтобы ее отверстие было направлено в сто- рону от работающего и его соседей по рабочему столу.
8. Необходимо следить за правильной работой газовых горелок
и закрывать все газовые краны после окончания работы.
Оказание первой помощи в лаборатории
1 . При попадании на кожу концентрированных кислот и щело-
чей следует немедленно промыть сильной струей воды обожженное место, после чего наложить повязку из ваты, смоченной спиртовым раствором танина или 3% раствором перманганата калия. При силь- ных ожогах после оказания первой помощи следует немедленно обра- титься к врачу.
2. При попадании брызг кислоты или щелочи в глаза необходи-
мо немедленно промыть поврежденный глаз большим количеством воды комнатной температуры, после чего сейчас же обратиться к вра- чу.
3. При ожоге кожи горячими предметами наложить сначала по-
вязку из спиртового раствора танина или раствора КМД, а затем жирную повязку (мазь от ожогов).
4. При отравлении хлором, бромом, сероводородом, оксидом
углерода (П) необходимо вынести пострадавшего на воздух, а за тем обратиться к врачу.
5. При отравлении соединениями мышьяка, ртути и цианистыми
солями необходимо немедленно обратиться к врачу.
5
II. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ.
Лабораторная работа 1.
Тема: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ
Контрольные вопросы: 1. Что называется раствором? 2. От чего зависит растворимость веществ? 3. Что называется коэффициентом растворимости? 4. Что понимается под концентрацией растворов? 5. Каковы способы выражения концентрации растворов? 6. Может ли концентрированный раствор быть ненасыщенным, а насыщенный раствор разбавленным? 7. Что такое плотность растворов? 8. Как рассчитать относительную и абсолютную ошибки? 9. Чему равна плотность воды?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Раствором называется однородная (гомогенная) система пере-
менного состава, состоящая из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.
Растворителем считают то вещество, которое при данных усло-
виях находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор.
Наиболее распространены водные растворы. В них растворите-
лем является вода.
Растворимость вещества – это способность вещества раство-
ряться в том или ином количестве растворителя при данных условиях.
Растворимость веществ зависит от природы растворенного ве-
щества и растворителя, температуры и давления (для газообразных веществ).
По растворимости все вещества делятся на:
1. растворимые (растворимость > 1 г в 100 г растворителя),
2. малорастворимые (растворимость < 1 г, но > 0,01 г в 100 г
растворителя),
3. нерастворимые (растворимость < 0,01 г вещества на 100 г рас-
творителя).
В зависимости от способности вещества растворяться в данном
растворе, растворы делятся на:
6
Концентрацией раствора называется количество растворенного
вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя.
Существуют различные способы выражения концентрации
раствора:
1. Массовая доля концентрации (процентная) – определяется
числом граммов растворенного вещества, содержащегося в 100г рас- твора.
Массовую долю выражают обычно в долях единицы или в про-
центах (0,2 или 20%). Если массовая доля растворенного вещества, например, хлорида натрия равна 0,2 или 20%, то это означает, что в 100г данного раствора содержится 20г хлорида натрия и 80г воды.
2. Молярная концентрация (молярность) определяется чис-
лом молей растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.
Например, молярный раствор едкого калия содержит 56г KOH в
литре раствора, а молярный раствор серной кислоты содержит 96г H
SO в литре раствора. Если в литре раствора содержится 2 или 0,1
2 4
мольных масс серной кислоты, то концентрация таких растворов со- ответственно двумолярна -2М или децимолярна – 0,1М. Молярность обозначается буквой М. Размерность молярной концентрации – моль/литр.
3. Эквивалентная концентрация (нормальность) определяет-
ся числом эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора.
Например, нормальный раствор едкого калия содержит 56г
KOH в литре, а нормальный раствор серной кислоты 49г H SO в лит-
2 4
ре раствора. Нормальность обозначается буквой N или Н. Если в 1 литре содержится 2 эквивалента серной кислоты, то такой раствор на- зывается двунормальным (2 N или 2Н раствор), если содержится 0,01 эквивалент – сантинормальный раствор (0,01N или 0,01Н раствор). Размерность нормальной концентрации – экв/литр.
Для приготовления нормальных растворов необходимо уметь
находить величину эквивалентов растворенного вещества.
7
4. Моляльная концентрация (моляльность) раствора определя-
ется количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя.
Если в 1 кг или в 1000г воды содержится 2 моля серной кисло-
ты, то концентрация такого раствора – двумоляльная. Размерность моляльной концентрации – моль/г. Моляльность обозначается буквой m.
От концентрации зависит плотность растворов.
Плотность ( ρ ) – показывает массу 1 мл или 1см в граммах.
Например: ρ (Н O) =1г/мл, т.е. 1мл имеет массу 1г.
2
ρ (H SO ) = 1,84г/мл, это значит, что 1 мл H SO имеет массу 1,84г.
2 4 2 4
Каждому значению ρ (ро) соответствует массовая доля раство-
ренного вещества, например:
ρ (H SO )=1,84г/мл соответствует 95,6%-ному раствору H SO
2 4 2 4
ρ (HCl) = 1,200г/мл соответствует 39,11%-ному раствору HCl
плотность в задачах указывается для пересчета от массы (m ) к объему (V) и наоборот:
ρ = m m = ρ *V V = m
V ρ
С повышением концентрации (для большинства веществ) плот- ность растворов возрастает. С повышением температуры плотность
растворов несколько уменьшается.
ЭКСПЕРИМЕТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Задание 1: Приготовить раствор с заданной концентрацией из имеющегося в лаборатории раствора с большей концентрацией и воды.
Ход работы:
I. Определение концентрации исходного раствора сульфата
аммония.
Для этого в мерный цилиндр (250 мл) налить исходный раствор,
не доливая до краев 3-4 см, и определить с помощью ареометра его плотность, а затем по таблице 1 или по графику зависимости плотно- сти раствора от его концентрации найти соответствующую ей про- центную концентрацию. Для определения плотности в мерный ци- линдр с раствором осторожно погрузить ареометр. По шкале ареомет-
8
ρ ,г/см 3 ω , % ρ ,г/см 3 ω , % ρ ,г/см 3 ω , % ρ ,г/см 3 ω , %
1,004 1 1,057 10 1,115 20 1,166 29
1,010 2 1,064 11 1,121 21 1,172 30
1,016 3 1,069 12 1,127 22 1,178 31
1,022 4 1,081 14 1,133 23 1,184 32
1,028 5 1,087 15 1,138 24 1,190 33
1,034 6 1,092 16 1,144 25 1,196 34
1,040 7 1,098 17 1,150 26 1,202 35
1,046 8 1,104 18 1,156 27 1,228 40
1,052 9 1,110 19 1,160 28 1,282 50
II. Расчет количества (NH ) SO , необходимого для приготовления
4 2 4
250 мл …. процентного раствора (по заданию преподавателя).
Пользуясь диагональной схемой подсчитать необходимые мас-
совые количества исходного раствора и воды. Например: необходимо приготовить 250 г 12% раствора из 20% ис- ходного раствора (р == 1,148 г/мл) 20% 12 г (12-0) исходного вещества / 12 % / О 8г (20-12) Н
0
2
Из схемы следует, что при смешении 12 г исходного раствора с
8 г воды получили 20 г 12%-ного раствора. Для приготовления 250 г заданного раствора потребуется исходного раствора значительно больше, а именно по пропорции; 20 г 12%-ного раствора содержит 12 г исходного 250 г Х г 12
. 250
12 ⋅ 250
Х = = 150 г
20
9
Следовательно, нужно взять 150 г исходного раствора и доба-
вить к нему 100 г воды (250 - 150 = 100 г), смешать и получится 250 г 12 % раствора. Удобнее брать не массовые, а объемные количества жидкостей. Ис- пользуя значения плотностей, можно подсчитать соответствующие массам объемы: V
150
1 = 1 , 148 = 132 мл 20%-ного раствора
V
100
2 = 1 = 100 мл воды
V
V + V
общ.= 1 2
III. Приготовление 250 г заданного раствора.
Рассчитанные объемы исходного раствора и воды отмерить
мерным цилиндром, слить и перемещать.
Определить с помощью ареометра плотность приготовленного
раствора и по графику определить соответствующую ей процентную концентрацию. Ошибка не должна быть более ± 2% от задания.
IV. Расчет абсолютной и относительной ошибки опыта.
Абсолютная ошибка измерения определяется как разность тео-
ретического значения и практического значения, полученного в опы- те:
? абс. = ω (теор.) – ω (практич.)
Разность берется по абсолютной величине, так как ошибка не
может быть отрицательной.
Относительной ошибкой измерения называют отношение абсо-
лютной ошибки к теоретическому значению, выражается в процен- тах: Δ
? абс .
отн. = ω ( теор .) ⋅ 100 %
10
Задание 2. Приготовить раствор с заданной концентрацией из рас- творов с большей и меньшей концентрацией(используя приготов- ленные растворы студентов группы по заданию преподавателя)
Ход работы:
1) С помощью ареометра определить плотность исходных растворов, а по графику зависимости плотности раствора от концентрации опреде- лить концентрации исходных растворов. Записать результаты, полу- ченные в 1 задании соседним звеном и использовать их при дальней- ших расчетах. 2) Пользуясь диагональной схемой определить необходимые массо- вые количества исходных растворов. 3) Используя значения плотностей исходных растворов подсчитать необходимые объемные количества исходных растворов. 4) Смешать рассчитанные объемы растворов. 5) Проверить правильность выполнения работы, измерив плотность приготовленного раствора и определив по графику соответствующую ей концентрацию. 6) Вычислить ошибки. Задание 3. Приготовить раствор с заданной концентрацией из рас- творителя (воды) и растворяемого вещества (сухого).
Ход работы:
1. Рассчитать необходимую массу растворяемого вещества по форму- ле:
m ( в − ва )
ω = ⋅ 100 %
m ( р − ра )
m (в-ва) = ω
. m (р-ра) . 100%.
2.
Рассчитать необходимый объем воды.
Массу воды определяем по формуле: m (Н 0) = m (р-ра) - m (в-ва).
2
Т.к. плотность раствора воды равна 1 г/мл, V(H О) == m (Н 0)/1.
2 2
11
Задания:
1. Сколько граммов соли и воды содержится в 800г 12%-ного рас-
твора KCl . 2.
К 500г 20%-ного раствора HCl прилили 200г H O. Определить
2
концентрацию нового раствора. 3.
Из 800г 8%-ного раствора K SO выпарили 300г воды. Опреде-
2 4
лить концентрацию нового раствора. 4.
В сельском хозяйстве для борьбы с вредителями часто исполь-
зуют раствор медного купороса CuSO *5H O. Сколько кг медного
4 2
купороса CuSO *5H O и воды надо взять для приготовления 200кг
4 2
5%-ного раствора? 5.
Определить молярную, нормальную (эквивалентную) концен-
трации 47,7%-ного раствора ортофосфорной кислоты H PO ,
3 4
ρ = 1,315г/мл.
6. Смешали 10мл 10%-ного раствора HNO ( ρ = 1,056) и 100мл
3
30%-ного раствора HNO ( ρ = 1,184). Вычислить концентрацию
3
полученного раствора. 7.
Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия
( ρ = 1,105г/см) требуется для приготовления 5л 2%-ного раствора
( ρ = 1,02г/см)?
8. На нейтрализацию 31мл 0,16н раствора щелочи требуется 217мл
раствора H SO . Чему равна нормальность раствора H SO ?
2 4 2 4
9. Какой объем 0,3н раствора кислоты требуется для нейтрализа-
ции раствора, содержащего 0,32г NaOH в 40мл? 10.
На нейтрализацию 1л раствора, содержащего 1,4г KOH, требу-
ется 50см раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора ки- слоты.
12
Лабораторная работа № 2.
Тема: ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Контрольные вопросы: 1. Что называется электролитической диссоциацией? 2. Что показывают степень диссоциации и константа диссо- циации? З. Что такое сильные и слабые электролиты? Приведите примеры. 4. Что называется ионным произведением воды? 5. Что такое водородный показатель? И по какой формуле его можно рассчитать? 6. Дайте определение кислотам, солям и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. 7. Что называется гидролизом соли? 8. Какие факторы оказывают влияние на степень гидролиза? 9. Какие соли подвергаются гидролизу? Какова реакция среды при этом? 10. Почему при взаимодействии некоторых солей с водой образуются слабые электролиты, ведь вода является более слабым электролитом, чем образующиеся соли?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Процесс распада электролита на ионы в водных растворах иkb
расплавах называется электролитической диссоциацией. Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации (
α ), которая равна отношению
количества вещества электролита распавшегося на ионы(N), к общему количеству вещества(n) этого электролита, введенного в раствор:
N
α =
n
Степень диссоциации – безразмерная величена, ее выражают в
долях единицы или в процентах. Она зависит от концентрации элек- тролита и температуры: чем меньше концентрация электролита в рас- творе, тем больше степень диссоциации. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается. В зависимости от степени дис- социации различают сильные, средние и слабые электролиты.
13
Сильные ( α >30%): все щелочи (NаОН, КОН, и т.д.), Ва(ОН) ,
2
Са(ОН) , сильные кислоты(H S0 , HN0 ,НС1, НВr, HJ, НМп0 , НСl0 ,
2 2 4 3 4 З
НС10 ), почти все растворимые соли.
4
Средние (3%< α <30%): HF
Слабые ( α <3%); почти все органические кислоты , Н СО , Н S ,
2 3 2
НNО , НСlО, Н SiО , Си(ОH) , Fе(ОН) , NН ОН и др.
2 2 3 2 3 4
С точки зрения теории электролитической диссоциации:
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в водных
растворах образуются катионы только одного типа - гидратированные ионы водорода.
Число ионов водорода, которое может образоваться при распаде
одной молекулы кислоты, определяет основность кислоты.
Например: НС1 D Н
+ + С1 - ; НС1О D Н + + С1О - – одноосновные.
Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, по-
степенно отщепляя ионы водорода.
Например: Н
SО D H + + НSОз -
2 З
НSО - D H + + SО 2-
З З
Основания – электролиты, которые в водных растворах диссо-
циируют с образованием анионов только одного типа - гидроксид- ио- нов.
Число гидроксид – ионов, которое образуется при распаде одной
молекулы определяет кислотность основания.
Например: NaOHD Na
+ + OH - KOH D K + + OH - - одноосновные .
Двух- и трехкислотные основания диссоциируют ступенчато,
т.е. постепенно отщепляют гидроксид - ионы.
Например: Са(ОН)
D СаОН + + ОН -
2
СаОН - D Са 2- + ОН -
Гидроксиды некоторых металлов могут диссоциировать по ме-
ханизму диссоциации оснований и по механизму диссоциации кислот.
Например, диссоциация гидроксида цинка может протекать так: основной механизм: Zn(ОН)
D ZnОН + + + ОН -
2
ZnОН - D Zn 2+ + ОН -
кислотный механизм: Zn(ОН)
+2Н O D 2Н + + [Zn(ОН) ] 2-
2 2 4
14
Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы водо-
рода, так гидроксид – ионы называются амфотерными соединениями или амфолитами.
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются
катионы металлов (аммония NН + или другие комплексные ионы) и
4
анионы кислотных остатков, например:
NaNО D Na + + NO -
З 3
NН С1 D NН + + Сl -
4 4
Средние соли диссоциируют практически полностью. Диссо-
циация кислых и основных солей протекает ступенчато.
Например: КН
Р0 D К + + Н Р0 -
2 4 2 4
Н РO - D Н + +НР0 2-
2 4 4
НРO 2- D Н + +РO 3-
4 4
Са(ОН)С1 D СаОН + + С1 -
СаОН + D Са 2+ + ОН -
Теория электролитической диссоциации признаёт, что все реак-
ции в водных растворах электролитов являются реакциями между ио- нами. Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений.
При составлении ионных уравнений реакций следует для мало-
диссоциированных веществ, выпадающих в осадок и газообразных веществ указывать молекулярные формулы. Эти реакции протекают с большой скоростью необратимо.
Пример: FеС1
+ 3NаОН = Fе(ОН) ↓ + 3NаС1
3 3
Fе 3+ + 3C1 - + 3Nа + + 2OН - = Fе(ОН) ↓|+ 3Nа + + 3С1 -
3
Fe 3+ + 3OH - = Fе(ОН) ↓
3
Гидролизом называется обратимое взаимодействие ионов соли с
водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Различают 4 случая гидролиза солей:
1) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием.
Гидролиз происходит по аниону. Анион связывает протон, об-
разуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов полу- чаются кислые соли.
Уравнение гидролиза соли можно написать так: СНзСООNa D СН
СОО - + Nа +
З
СН СОО- + НОН D СН СООН + ОН -
З З
СН СОО - + Nа + + НОН DСН СООН + Nа + +ОН –
З З
СН СООNа + НОН D СН СООН + NаОН
З З
15
В растворе создается избыток ОН - ионов, а потому раствор
приобретает щелочную реакцию, рН > 7
2) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием.
Гидролиз происходит по катиону – катион связывает гидроксид – ио- ны, образуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов получаются основные соли.
Уравнение гидролиза соли можно написать так: СаС1
D Са 2+ + 2С1 -
2
Са 2+ +НОН D СаОН + + Н +
Са 2+ + 2С1 - + НОН D СаОН + + 2С1 - + Н +
СаС1 + НОН D СаОНСl + НС1
2
В растворе создается избыток Н + - ионов, а потому раствор
приобретает кислую реакцию рН < 7
3) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Гид-
ролиз происходит по аниону и катиону. Уравнение гидролиза записы- вается так:
СН СООNН D СН СОО - + NН +
З 4 З 4
СН СОО - + NH + + НОН D СН СООН + NН ОН
З 4 З 4
В этом случае одновременно связываются Н + и ОН - ионы во-
ды. При этом рН водных растворов солей будет больше, равно или меньше 7 т.е. реакция раствора будет определяться константой диссо- циации кислоты и основания, которыми образована соль.
4) Соль образована сильной кислотой и сильным основанием.
Соль в этом случае гидролизу не подвергается. Последовательность действий при составлении уравнений гидро- лиза солей: 1.
Составить уравнение диссоциации соли.
2. Выяснить, по какому иону идет гидролиз.
3. Составить для этого иона уравнение реакции взаимодействия с во-
дой (сокращенное ионное уравнение гидролиза). 4.
Составить полное ионное уравнение гидролиза.
5. Записать уравнение гидролиза в молекулярном виде.
Например: Составить уравнение гидролиза хлорида меди:
1. CuCl D Cu 2+ + 2Cl -
2
2. Соль образована слабым основанием, сильной кислотой, значит,
гидролиз идет по катиону. 3.
Cu 2+ + H O D CuOH + + H +
2
4. Cu 2+ + 2Cl - + H O D CuOH + +2Cl - + H +
2
5. CuCl + H O D CuOHCl + HCl
2 2
16
С увеличением температуры гидролиз увеличивается, с ростом
концентрации соли – уменьшается. Значит, чтобы усилить гидролиз соли необходимо разбавить и нагреть раствор данной соли.
Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизован-
ных ионов (n) к общему числу данных ионов в растворе (N);
n
α =
г N
Константа гидролиза – отношение произведения концентрации
продуктов гидролиза к концентрации иона, который подвергается гидролизу.
С ростом температуры константа гидролиза увеличивается. Константа гидролиза не зависит от концентрации веществ, уча-
ствующих в гидролизе. Например:
NH Cl D NH + + Cl -
4 4
NH + + H O D NH OH + H +
4 2 4
NH + + Cl - + H O D NH OH + HCl
4 2 4
[ NH OH ] . [ H + ]
4
K = ____________________
г
[ NH + ]
4
Так как концентрация [ NH OH ] = [ H + ] можно записать
4
[ H + ] 2 = K . [ NH + ] , отсюда [ H + ] = √ K . [ NH + ]
г 4 г 4
Рассчитав концентрацию ионов водорода, можно точно опреде-
лить рН среды.
Гидролиз солей (по катиону или аниону) происходит потому,
что вода, хотя и является слабым электролитом, но в очень малой степени диссоциирует на ионы:
H O D H + + OH -
2
Молярные концентрации этих ионов называют – ионным про-
изведением воды и обозначают так:
[ H + ] . [ OH - ] = K = К
H2O в
и При t = 25
о С К = [ H + ] . [ OH - ] = 1,8 . 10 -16 . 55,56 = 10 -14
в
Для чистой воды [ H + ] = [ OH - ] = √ К = 10 -7 моль/л
в
17
Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с
отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.
Водородным показателем рН называют десятичный логарифм
концентрации ионов водорода, взятых с обратным знаком:
рН = - ?g[H + ]
Гидроксильным показателем рОН называют десятичный лога-
рифм концентрации ионов гидроксила, взятых с обратным знаком:
рОН = - ?g[OH - ]
рН + рОН = рК
при t = 25 о С рН + рОН = 14
H2O
Гидролиз имеет большое значение и широкое практическое
применение. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений. Растущая быстрыми тем- пами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сы- рья (древесины, хлопковой шелухи, соломы) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, скипидар, метиловый спирт, лигнин и др.
Гидролиз солей (например, Nа Р0 , К СО ) применяют для очи-
З 4 2 З
стки воды и уменьшения её жёсткости. В результате гидролиза мине- ралов - алюмосиликатов - происходит разрушение горных пород. На процессе гидролиза основаны важные химические производства; гид- ролиз древесины, осахаривание крахмала, получение мыла и многие другие.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Образование нерастворимого осадка
К раствору хлорида железа (III)прилить немного раствора едко-
го натра. К раствору нитрата свинца прилить раствор йодида калия, к раствору хлорида бария прилить раствор серной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.
Опыт 2. Образование газообразных малодиссоциирующих
веществ
Налить в пробирку раствор карбоната натрия и добавить немно-
го серной кислоты. Написать молекулярное и ионное уравнение реак- ции. Какие ионы и почему исчезают из раствора?
18
Опыт 3. Связывание одного из ионов электролита за счет
образования мало диссоциирующего вещества
Налить в пробирку несколько мл, 0.1 N раствора гидроксида на-
трия и 3-4 капли фенолфталеина. Наличием каких ионов обусловлено появление малинового окрашивания? Добавить в пробирку кристал- лический хлорид аммония и хорошо встряхнуть. Написать в молеку- лярной и ионной форме уравнения реакции между гидроксидом на- трия и хлоридом аммония и объяснить, почему окраска фенолфталеи- на почти исчезает при добавлении хлорида аммония.
Опыт 4. Гидролиз солей. Реакция среды при гидролизе
Взять в отдельные чистые пробирки немного растворов сле-
дующих солей: карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, буры, нит- рата аммония, сульфата калия, сульфат алюминия. По индикаторной бумажке определить для каждого раствора реакцию среды . Написать соответствующие молекулярные и ионные уравнение реакций гидро- лиза .
Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз
Налить в пробирку немного раствора ацетата натрия и добавить
1-2 капли раствора фенолфталеина. Нагреть смесь почти до кипения и отметить изменение окраски. Охладить пробирку . Чем объясняется постепенное изменение окраски при нагревании и охлаждении? Напи- сать молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции гидро- лиза соли.
Опыт 6. Полный гидролиз
К раствору сульфата алюминия в пробирке прилить раствор
карбоната натрия. Наблюдать выделение углекислого газа и выпаде- ние осадка гидроксида алюминия. Какие условия в данном случае способствовали полноте гидролитического разложения карбоната алюминия.
Проделать аналогичный опыт с раствором сульфата меди (II).
Образующийся зелёный осадок принадлежит гидрокоокарбонату ме- ди. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции.
Задания: Напишите ионные (полные и сокращенные) и молекулярные
уравнения реакций гидролиза солей. Укажите реакцию среды в рас- творе соли. 1.
Карбонат калия; сульфат алюминия.
19
2. Цианид натрия; сульфат меди.
3. Сульфид натрия; хлорид магния.
4. Хлорид аммония; нитрат меди.
5. Сульфид калия; хлорид железа (III).
6. Карбонат аммония; нитрат калия.
7. Фосфат калия; хлорид цинка.
8. Фторид натрия; нитрат магния.
9. Силикат калия; сульфат железа (II).
10. Сульфид кальция; сульфат аммония.
11. Карбонат натрия; нитрат хрома (III).
12. Иодид аммония; сульфид бария.
13. Фосфат аммония; сульфат магния.
14. Нитрат алюминия; ацетат натрия.
15. Силикат аммония; сульфат цинка.
Лабораторная работа № 3.
Тема: «КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ»
Контрольные вопросы 1. Какие соединения называются комплексными? 2. Что такое константа нестойкости комплексного иона? 3. Что такое комплексообразователь? 4. Что такое лиганды? 5. Что такое координационное число комплекcообразователя ? 6. На какие ионы диссоциируют следующие комплексные со- единения: K
[PtCl ], K [HgI ], Na [Co(SCN) ]?
2 6 2 4 2 4
7. Как рассчитать заряд комплексного иона? 8. Какие различают виды изомерии комплексных соединений? 9. Приведите классификацию комплексных ионов. 10. Как дают названия комплексным соединениям?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Комплексными называются соединения, образующие комплекс-
ные ионы, способные существовать как в растворе, так и в кристалле:
[ Ag(NH ) ] Cl ↔ [ Ag(NH ) ] + + Cl -
3 2 3 2
20
Комплексные соединения – это соединения, характеризующиеся
наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно- акцепторному механизму.
В основе классических представлений о строении молекул ком-
плексных соединений лежит координационная теория, созданная А.Вернером.
Суть теории можно свести к следующим положениям:
1) центральное место в комплексном соединении занимает ком-
плексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл).
2) вокруг комплексообразователя расположены (координирова-
ны) лиганды (старое название аденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы.
3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю
сферу комплексного соединения.
4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внеш-
нюю сферу комплексного соединения.
По общепринятым обозначениям внутренняя сфера отделяется
от внешней квадратными скобками. Так комплексное соединение Fе(СN)з *ЗКСN может быть изображено: ? СN- ? К+ СN- СN- K+ Fe+ K+ СN- СN- ? CN- ?
Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплек-
сообразователь, называют координационным числом. В приведённом примере оно равно 6.
Для написания формулы комплексного соединения надо знать:
1) заряд (степень окисления) комплексообразователя. 2) заряд лигандов. 3) координационное число. 4) ионы внешней сферы. Типичными комплексообразователями является катионы d - эле-
ментов периодической системы Д.И.Менделеева. Это Аg + , Аи + , Си 2+ ,
Сd 2+ , Zn 2+ и др.
Важнейшими лигандами являются:
а) нейтральные молекулы: Н 0,NН , NО,СО и др.
2 з
б) анионы СN - ; NО - ; и др.
2
21
Координационные числа чаще всего имеют значение 6 и 4 , реже
2 и 8 .
Некоторые комплексные соединения не имеют внешней сферы -
у них отрицательный заряд ионов, входящих во внутреннюю сферу, равен
положительному заряду комплексообразователя. Это
[Рt(NНз)С1 ] , [Со(NНз)С1 ] и многие другие.
4 3
Чтобы написать формулу комплексного иона, Аu 3+ (коорд. число
2) и лиганда СN - надо написать Аи, рядом лиганд (дважды) и затем
определить заряд комплексного иона. В примере заряд иона [Аu(СN)
] равен (+3) + (-2)= +1. Формула ком-
2
плексного иона [АuСN) ] +
2
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и лигандов.
Первую рациональную номенклатуру комплексных соединений
предложил А.Вернер; она с небольшими изменениями применяется и в настоящее время.
Всегда сначала называют анион (в именительном падеже), а за-
тем катион (в родительном падеже).
Если в соединение входит комплексный катион, то в нем снача-
ла называют лиганды - нейтральные молекулы, входящие в комплекс При этом аммиак называют аммин, воду - аква, если лигандов не- сколько то сначала называют их число на греческом языке : 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 – пента, 6 - гекса. Следующими называют лиганды - ионы входящие в комплекс (обычно остатки кислот), добавляя к ним окончание "о". Например: циано (СN
- ), нитро (N0 - ), хлоро (Сl - ), гид-
2
роксо (OH - ), тио (S 2- ), родано или тиоционато (SСN - ), оксалато
(C O 2- ) и т.д. Наконец, следует название комплексообразователя (рус-
2 4
ское название элемента). В скобках показывают его степень окисле- ния.
Например: [Аg(NНз)2]С1 - хлорид диамминсеребра (I) [Р1С1(NНз)
]С1з - хлорид пентаамминхлорплатины (IV)
5
[Сu(NНз) ]S0 - сульфат тетраамминмеди (II)
4 4
Если в соединение входит комплексный анион, то также сначала
называют лиганды - нейтральные молекулы, затем лиганды - ионы с введением в наименование греческих числительных . После этого на- зывают комплексообразователь, используя латинское название эле- мента с добавлением слога -ат , в скобках указывают степень его окисления. Наконец называют катион внешней сферы в родительном падеже.
22
Например: К[Аg(СN)
]-дицианоаргентант (I) калия.
2
NН [Сr(SCN) (NH ) ] - диаммингетратиоцианохромат (III) ам-
4 4 3 2
мония.
Название нейтральных комплексов составляют из названий ли-
гандов и обычных русских названий центральных атомов в имени- тельном падеже. При этом указание степени окисления опускается.
Например: [РtС1
(NН ) ] – диамминтетрахлорплaтина
4 3 2
[Со(N0 ) (NН ) ]-триамминтринитрокобальт.
2 3 3 3
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Различие в свойствах двойной и комплексной со-
лей.
Двойные соли – соединения с малоустойчивой внутренней сфе-
рой. Константа нестойкости их имеет большую величину.
Двойные соли в отличие от комплексных диссоциируют в вод-
ном растворе на простые ионы, например:
КА1(S0 ) <==> К + Аl 3+ + 2S0 2-
4 2 4
Опыты; б; в; доказывают это. а) В три чистые пробирки влить по 2-3 мл раствора железоам-
монийных квасцов NН Fе(S0 ) *12Н 0.
4 4 2 2
В первую пробирку прилить немного раствора хлорида бария,
во вторую – раствора гидроксида натрия и нагреть до появления за- паха, в третью – раствора роданида калия КSСN . Обратить внимание на появление белого осадка при добавлении хлорида бария (качест- венная реакция на сульфат - ион), выделение NН
(по запаху, качест-
3
венная реакция на ион аммония) и появление кровавой окраски в третьей пробирке Fе
3+ )
Составить ионные уравнения этих качественных реакций и на-
писать уравнение диссоциации исходной двойной соли.
б) В две пробирки влить немного раствора роданида калия -
КSСN. В первую пробирку прилить раствор соли хлорида железа (III), во вторую – раствор красной кровяной соли К
[Fе(СN) ]. На что ука-
4 6
зывает появление кровавой окраски в первой пробирке и отсутствие ев во второй?
в) К раствору красной кровяной соли – К [Fе(СN) ] прилить рас-
3 6
твор соли сульфата железа (II), а к раствору желтой кровяной соли - К
[Fе(СН) ] раствор хлорида железа (III).
4 6
23
Отметить образование и цвет осадков. Написать уравнения реакции в молекулярном и ионном виде. Объяснить различие в диссоциации двойных и комплексных со-
лей.
Опыт 2. Получение аммиакатов.
Аммиакаты – комплексные соединения, содержащие в качестве
лигандов молекулы аммиака.
К растворам солей серебра и меди в отдельных пробирках доба-
вить (постепенно) раствор аммиака. Обратить внимание на цвет осад- ков гидроксидов. Полученные осадки растворить в избытке раствора аммиака, при этом образуются комплексные ионы: [Аg(NН
) ] +
3 2
[Cu(NН ) ] 2+
3 4
Написать уравнения реакции в молекулярном и ионном виде. К раствору аммиаката серебра добавить азотную кислоту, на-
блюдать появление осадка и разрушения комплексного соединения.
Опыт 3. Получение гидроксосолей.
Гидроксосоли – комплексные соединения, содержащие в каче-
стве лигандов гидроксогруппу. Они образуются при растворении со- ответствующих гидроксидов в щелочах.
К растворам солей цинка, алюминия и хрома(III) в отдельных
пробирках прилить раствор щёлочи до растворения первоначальных осадков. Образующиеся растворимые комплексные соединения со- держат ионы:
(Zn(ОН) ] 2+ ; [А1(ОН) ] + ; [Сr(ОН) ] 3-
4 4 6
Написать уравнения протекающих реакций в молекулярной и
ионной форме
Опыт 4. Внутрикомплексные соединения.
(хелаты или клешневидные).
Внутрикомплексные – это соединения в которых центральный
атом (комплексoобразователь) образует связи с лигандами одновре- менно двумя способами - как за счёт неспаренных электронов, так и по донорно - акцепторному механизму.
В пробирку влить раствор хлорида железа (III) и добавить не-
много раствора гидроксида натрия. Что образуется? Добавить в эту пробирку раствор щавелевой кислоты до растворения осадка т.е. обра- зования внутрикомплексного соединения состава Н
[Fе(С 0 ) ] . К по-
3 2 4 3
лученному раствору добавить раствор роданида калия. На что указы- вает отсутствие кроваво-красного окрашивания?
24
Написать уравнение реакции образования этого внутриком-
плексного соединения. Задания: 1. Вычислите заряды следующих комплексных ионов с комп- лексообразователем хромом (Ш): [Сr (H
0) C1 ] , [Cr (NH )N0 ] .
2 4 2 3 3
2. Вычислите заряд комплексообразователей в следующих комплексных ионах: [PtCl
(N0 )] 2- , [PtCl(NH ) ] 3+ , [Со(NO ) (NH ) ] -
3 2 3 5 2 4 3 2
3. Пользуясь таблицей констант нестойкости определите, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами электролитов. Напишите молекулярные и ионные уравнения. а)
[Ag(NH ) ]NO + NaNO =
3 2 3 2
б) K [HgBr ] + KCN =
2 4
в) K[Ag(NO ) ] + NH OH =
2 2 4
г) Nа [Аg(S Оз) ] + KCN =
3 2 2
4. Напишите координационную формулу комплексного соедине- ния, состав которого CoCl
-4NH , если:
3 3
а) при действии AgNO осаждается только 1/3 содержащегося в ней-
3
хлора; б) при действии AgNO
осаждается весь имеющийся хлор.
3
5. Составить формулы комплексных ионов с обозначением их заря- дов: а) для иона Аg
+ , с координационным числом 2 и лигандами: NН ; СN - ;
3
б) для иона Аи 3+ , c координационным числом 4 и лигандами: С1 - ;
СN - ; NН
3
6. Указать комплексный ион и его заряд в следующих комплексных соединениях: К[Сu(СN)
]; [Сu(Н О) ]S0 ; К [Со(N0 ) ]; [Zп(NН ) ]С1 ;
2 2 4 4 3 2 6 3 4 2
[СrNН )6]С1 ; К [Fе(СN) ].
3 3 4 6
7. Составить формулы комплексных соединений по исходным дан- ным: а) комплексообразователь – Со
3+ , лиганд N0 - ; . координационное чис-
ло - 6; ионы внешней сферы К + , 6) комплексообразователь Сг 3+ , ли-
ганд - ОH - , координационное число - 6 , ионы внешней сферы К + ; в)
комплексообразовaтель Со 3+ ; лиганд – SСN - ; координационное число
4 , ионы внешней сферы Na +
8. Дать названия следующим веществам : К
[Со(N0 )6]; [Zn(NН )4]С1 ; [Сr(NH ) С1 ]Вr; Fе [Fе(СN) ] ;
3 2 3 2 3 4 2 3 6 2
[Cu(NН ) )S0 ; [Сu(Н 0) ]S0
3 4 4 2 4 4
25
Лабораторная работа № 4.
Тема: «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ»
Контрольные вопросы. 1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными и чем они отличаются от других реакций? 2. Что называется окислителем, восстановителем? 3. Какие элементы периодической системы Д.И.Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойст- вами? 4. Что называется степенью окисления? 5. Как определить степень окисления элемента в молекуле? 6. Является ли степень окисления постоянной величиной?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Химические реакции, протекающие с изменением степеней
окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, на- зываются окислительно-восстановительными,
Степень окисления атомов в молекуле – это условный заряд
данного элемента, вычисленный из предположения, что все связи в молекуле кроме связей между атомами одного и того же элемента, яв- ляются ионными. Степень окисления может быть положительной, от- рицательной или равной нулю: Н
°, Nа +1 , Сl -1 , Н +1 ,Сl -1 , O -2 .
2
Для определения степени окисления элемента в молекуле необ-
ходимо пользоваться следующими правилами:
1. Степень окисления элемента в атомарном состоянии равна
нулю.
2. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ
равна нулю.
3. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна ну-
лю, т.е. молекула всегда электронейтральна. Например: для определе- ния степени окисления хрома в бихромате калия (К
Сr О ) примем
2 2 7
степень окисления хрома за х,(степень окисления калия +1, кислорода -2), тогда 2 (+1) + 2х + 7 (-2) = 0 , х = +6,
Для некоторых элементов степень окисления постоянная вели-
чина (натрий, калий, алюминий цинк и др.), для других – переменная (азот, сера, фосфор, хром, марганец, железо и др.)
26
Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой
или ионом. Степень окисления при этом повышается. Zп° - 2е = Zп +2
Сl - - 1е = Сl° Fе +2 - 1е = Fе +3
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом,
молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.
Аl +3 + 3е = А1° Мп +7 + 5е = Мп +2 S +6 + 8е = S -2
Вещества, которые в ходе химической реакции отдают электро-
ны, называются восстановителями.
Вещества, которые в ходе химической реакции присоединяют
электроны, называются окислителями.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстано-
витель – окисляется.
Элемент в высшей степени окисления прявляет только окисли-
тельные свойства (Сr +6 , Мп +7 , S +6 , N +5 и др.).
Элемент в низшей степени окисления проявляет только восста-
новительные свойства (S -2 , N -3 , С1 -1 ).
Важнейшими окислителями являются галогены, кислород, озон,
пероксид водорода, оксиды металлов в высоких степенях окисления (СrО
, Мп 0 , РЬ0 ), кислородсодержащие кислоты (азотная, концен-
3 2 7 2
трированная серная, марганцовая, хромовая и дихромовая, хлорнова- тистая, хлорноватая, хлорная) и их соли.
Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, уг-
лерод, оксид углерода (II), безкислородные кислоты (сероводородная, хлороводородная, иодоводородная) и их соли, спирты.
Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окис-
ления, могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановите- лей в зависимости от природы веществ, с которыми они взаимодейст- вуют.
Например: сернистая кислота (Н S0 ):
2 3
восстановитель, если S +4 - 2е = S +6 и окислитель, если S +4 + 6е = S -2
Для расстановки коэффициентов в уравнении окислительно-
восстановительной реакции необходимо помнить, что в окислительно- восстановительных процессах общее число электронов, отдаваемых восстановителем равно общему числу электронов присоединяемых окислителем.
Применяют два метода составления уравнений реакций окисле-
ния-восстановления: метод электронного баланса и иоино- электронный метод.
Разберем расстановку коэффициентов методом электронного
баланса на примере:
Н S -2 + КМп +7 О + Н S0 → S° + К S0 + Мп +2 SO + Н О
2 4 2 4 2 4 4 2
27
1) Определяем степени окисления элементов в веществах пра-
вой и левой части схемы, отмечаем степень окисления элементов, ко- торые их изменяют (марганец восстанавливается, сера окисляется).
2) Составляем электронные уравнения с учетом изменения сте-
пеней окисления и подбираем для них коэффициенты так, чтобы чис- ло отданных равнялось числу принятых электронов.
S
-2 - 2е = S 0 ? 5 восстановитель ,окисление,
Мп +7 + 5е = Мп +2 ? 2 окислитель, восстановление.
Н S - восстановитель
2
КМп0 - окислитель
4
Таким образом, основным коэффициентом при восстановителе
Н S будет 5, а при окислителе КMn0 - 2. Эти коэффициенты называ-
2 4
ются базовыми.
5Н S + 2КМп0 + Н2S0 → 5S + 2МпS0 + К S0 +Н О
2 4 4 4 2 4 2
3) Коэффициенты для остальных элементов, не изменяющих
степени окисления, устанавливают подбором относительно базовых коэффициентов.
5Н S + 2КМп0 + ЗН S0 → 5C + 2МпS0 + К S0 + 8Н 0
2 4 2 4 4 2 4 2
Водород и особенно кислород, если они не входят в реакцию в
свободном состоянии, уравнивают последними.
4) Проверяя кислород, убеждаемся, что уравнение составлено
правильно.
Окислительно-восстановительный процесс зависит от реакции
среды, в которой он протекает. Например, перманганат - ион в зави- симости от среды восстанавливается согласно схеме: в кислой среда до Мп
+2
MnO - → в нейтральной среде до МпО
4 2
в щелочной среде Мп0 2-
4
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт1. Восстановительные свойства соединений железа (II). К раствору перманганата калия прилить немного разбавленной серной кислоты и раствор соли двухзарядного железа. Наблюдать обесцвечи- вание раствора. Составить уравнение реакции методом электронного баланса.
28
, NО, N О,
2 2
NН , N 0 .
3 2 5
2. Указать, какие из приведенных ниже атомов и ионов могут являть- ся: а) только восстановителями, б) только окислителями, в) как восстановителями, так и окислителями: К, СГ, S
-2 , S +6 , S +4 , N +3 , N -3 .
3. Укажите число отданных или принятых электронов при изменении степеней окисления у следующих ионов: Мп
+5 → Мп +2
Сг +3 → Сг +6
С +4 → С°
4. Составить уравнения электронного баланса для реакций, идущих по схемам, подберите коэффициенты и укажите окислитель и восстано- витель. а) FеС1
+ Н S → FеС1 +S + НС1
3 2 2
б) NаСгО + Вr + NaОН → Nа СrO + NаВr + Н О
2 2 2 4 2
в) Мg + HNO → Мg(NО ) + NH NO + Н О
3 3 2 4 3 2
29
г) Аg + НNО + Н О → Н Аs0 + N0 + Н SО
3 2 3 4 2 4
д) Н S + КМпО + Н SО → S + МnSО + К SО + Н О
2 4 2 4 4 2 4 2
е) FeCl + НС1O + НС1 →FeCl + Н 0
2 3 3 2
ж) К Сг 0 + H S0 + FeS0 → Cr(SO ) + Fe (S0 ) + K S0 + H 0
2 2 7 2 4 4 4 3 2 4 3 2 4 2
з) KMnO + H S0 + H 0 → MnSO + K S0 + 0 + H 0
4 2 4 2 2 4 2 4 2 2
и) FeS0 + KMnO + H S0 → MnS0 + Fe (S0 ) + K S0 + H 0
4 4 2 4 4 2 4 3 2 4 2
t к) KMn0
→ K Mn0 + MnO + O
4 2 4 2 2
t л) (NH
) Cv O → Cv O + N + H O
4 2 2 7 2 3 2 2
5. Написать уравнения реакций и указать, в какой реакции КN0
будет
2
окислителем и в какой восстановителем. а) КI + КNO
+ Н SО →
2 2 4
б) КNO + КMnО + Н SО →
2 4 2 4
Лабораторная работа № 5.
Тема: «ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГАЛОГЕНОВ, СЕРЫ
И ИХ СОЕДИНЕНИЙ»
Контрольные вопросы. 1.
Дать строение атомов фтора, хлора, брома и йода Какие
степени окисления характерны для этих элементов?
2. Как получают фтор и хлор в промышленности?
3. Привести химические формулы четырех кислосодержа-
щих кислот, образуемых хлором, назвать их, определить степень окисления хлора в этих соединениях. Как называются соли этих ки- слот ?
4. Как называется и каким особенностями обладает продукт
растворения фтористого водорода в воде?
5. Что такое хлорная вода? Во что она превратится при дли-
тельном хранении?
6. Дать строение атома серы. Какие степени окисления харак-
терны для серы? В каком виде сера встречается в природе?
7. Дать формулы оксидов серы и определить степень окисления
серы в них.
30
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.
К галогенам относятся элементы V11А группы периодической
системы Д.И.Менделеева: фтор, хлор, бром, иод, астат. Электронная конфигурация внешнего (валентного) уровня ns
2 np 5 (n = 2,3,4,5,6 со-
ответственно у фтора, хлора, иода и астата). Такие электронные кон- фигурации обусловливают типичные окислительные свойства галоге- нов, высокую электроотрицательность их атомов, причем по мере увеличения радиусов атомов галогенов их электроотрицательность и окислительная активность ослабевают: F > Cl > Br > I > At. У иода и астата появляются металлические признаки.
При обычных условиях галогены существуют в виде простых
веществ: F и CI – газы, Br – жидкость, I и At – твердые вещества.
2 2 2 2 2
Фтор – самый электроотрицательный из всех элементов и встре-
чается в соединениях только в степени окисления –1. Для других га- логенов наиболее характерной степенью окисления также является –1, однако благодаря наличию свободных d- орбиталей на внешнем элек- тронном уровне они могут проявлять и другие степени окисления от +1 до +7 за счет частичного или полного распаривания валентных электронов.
Галогены вступают в реакции почти со всеми элементами. С ти-
пичными металлами, они образуют ионные галогениды – соли, на- пример CaF
, NaCI, LiI, с типичными неметаллами ковалентные гало-
2
гениды, например SF PCl CBr BI SiF HCl.
6, 3, 4, 3, 4,
Наибольшей активностью обладает фтор. При облучении фтор
реагирует даже с инертными газами: Xe + F = XeF .
2 2
При нагревании фтор окисляет другие галогены с образованием
соединений: ClF, BrF, IF, AtF.
С увеличением порядкового номера галогена, уменьшается его
химическая активность, поэтому галоген с меньшим порядковым но- мером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из безкислородных солей последнего: Сl
+2KBr = Br +2KCl.
2 2
Галогены энергично взаимодействуют со многими сложными
веществами. В обычных условиях F Cl Br реагируют с водой. При
2, 2, 2
этом фтор энергично восстанавливает воду до О . Хлор и бром, рас-
2
творяясь в воде, частично реагируют с ней, образуя равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой, бромной водой. Взаимо- действуя с водой, они диспропорционируют, одновременно повышая свою степень окисления (до +1) и понижая (до –1).
Cl + H O = HCl + HClO
2 2
31
Окислительные свойства воды обусловлены нестойкостью хлор-
новатистой кислоты, которая легко разлагается с выделением атомар- ного кислорода:
HClO = HCl + O (сильный окислитель) Хлор и бром могут таким же образом реагировать (диспропор-
ционировать) со щелочами. Например:
Cl + 2КOH = КCl + H O + КClO (на холоде) – жавелевая вода
2 2
Окислительные свойства жавелевой воды обусловлены гидро-
лизом гипохлорита калия: KClO + HOH ↔KOH + HClO
3Cl + 6KOH = 5KCl + KClO + 3H O (при нагревании)
2 3 2
бертолетова соль
Аналогичным способом получают хлорную известь:
Cl + 2Са(OH) = СаCl + 2H O + Са(ClO)
2 2 2 2 2
Свойства хлорной извести обусловлены гидролизом гипохлори-
та кальция:
Са(СlO) + 2H O ↔ Ca(OH) + 2HClO
2 2 2
HClO = HCl + O
Иод практически нерастворим в воде и не способен ее окислять
даже при нагревании.
Водородные соединения галогенов.
Галогеноводороды HF, HCl, HBr, HI – представляют собой бес-
цветные газы, хорошо растворимые в воде, при этом HF – слабая ки- слота, а остальные – сильные кислоты в водных растворах.
Т.к. галогены в водородных соединениях находятся в мини-
мальной степени окисления, в окислительно- восстановительных ре- акциях галогеноводороды, их кислоты и соли являются только восста- новителями. Сила ( степень диссоциации) и восстановительная актив- ность галогеноводородных кислот растет по мере уменьшения элек- троотрицательности галогенов. Это объясняется общим уменьшением прочности связи галоген – водород от фтора к астату.
HBr и HI – более сильные восстановители, поэтому их нельзя
получить по обменной реакции в отличие от HF и HCl. Например:
CaF (тв.) + H SO (конц) = CaSO + 2HF
2 2 4 4
2KBr (тв.) + 2H SO (конц.) = Br + SO + 2H O + K SO .
2 4 2 2 2 2 4
При взаимодействии галогеноводородных кислот с металлами
окисление металлов может происходить только за счет ионов Н+ ки- слоты. Поэтому они реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода.
32
В отличие от других галогеноводородных кислот фтороводо-
родная (плавиковая) кислота взаимодействует с оксидом кремния:
SiO + 4HF = SiF + 2H O
2 4 2
Т.к. оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кисло-
та разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена и тефлона.
Кислородсодержащие соединения галогенов.
Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в
которых они обладают положительной степенью окисления. Это со- единения хлора, брома, иода с фтором и кислородные соединения – оксиды, кислоты и соли. Непосредственно с кислородом галогены не реагируют, а кислородные соединения их получают косвенным путем.
Кислородсодержащие кислоты хлора и названия их солей
Формула Название Название
кислоты кислоты солей
HClO хлорноватистая гипохлориты
HClO хлористая хлориты
2
HClO хлорноватая хлораты
3
HClO хлорная перхлораты
4
В этом ряду (сверху вниз) увеличивается число атомов кислоро-
да, связанных с центральным атомом хлора, при этом все больше от- тягивается электронная плотность от связи О-Н, которая за счет этого ослабляется и легче разрывается. Следовательно, с увеличением сте- пени окисления атома хлора увеличивается степень диссоциации ки- слоты (сила кислоты).
Бром и иод способны аналогично хлору образовывать кисло-
родные кислоты и их соли. Устойчивость, окислительная способность и сила кислородсодержащих соединений брома и иода изменяется также как и в подобных соединениях хлора.
Из числа галогенов наибольшее практическое значение в сель-
ском хозяйстве имеют хлор, фтор и иод, являясь важнейшими микро- элементами. Хлорид-ионы – главные отрицательно заряженные ионы внутриклеточного раствора и межклеточных жидкостей, они образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточных мембран и участ- вуют таким образом в создании электрического мембранного потен- циала, который регулирует процессы переноса неорганических и ор- ганических веществ сквозь мембраны. Гидратированные хлорид-ионы участвуют в поддержании физиологически требуемой наполненности
33
Внесение галогенов в почву в сельском хозяйстве осуществля-
ется в составе удобрений: NH Cl, KCl, KCl· NaCl, KCl ·MgCl ·6H O.
4 2 2
Использование данных удобрений не приводит к засоленности вслед- ствие высокой подвижности Сl
- .
Экологическую опасность представляет использование различ-
ных хлорсодержащих пестицидов, консервантов древесины (NaF, Na
[SiF ]), хлор и фторсодержащих пластмасс, необесфторенных фос-
2 6
форных удобрений, блокирующих метаболические клеточные процес- сы не только вредных, но и полезных обитателей экосистем.
Сера – элемент 3-его периода V1А группы Периодической сис-
темы Д.И.Менделеева. Электронная формула атома 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 4 .
Характерные степени окисления серы 0, -2, +4,+6. Состояние
S +6 считается устойчивым.
Известно несколько аллотропных модификаций серы – сера
ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчивой мо- дификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации. Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагируют с ней, хо- рошо растворима в сероуглероде (CS
). Сера, особенно порошкооб-
2
разная, обладает высокой активностью при нагревании.
Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с бо-
лее сильными окислителями, являясь восстановителем:
S 0 + O 0 = S +4 O
2 2
S 0 + Cl 0 = S +4 Cl
2 2
S 0 + F 0 = S +4 F
2 2
S 0 + 2H S +6 O (конц.) = 3S +4 O + 2H O
2 4 2 2
1 S 0 – 4e = S +4 | окисление, восстановитель - S
2 S +6 +2e = S +4 | восстановление, окислитель – H SO
2 4
S 0 + 6HN +5 O (конц.) = H S +6 O + 6N +4 O + 2H O
3 2 4 2 2
При взаимодействии с водородом и металлами сера проявляет
окислительные свойства:
34
H 0 + S 0 = H S -2
2 2
3S 0 + 2Al 0 = Al S -2
2 3
С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в
реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется для удаления ртути,
пары которой сильно ядовиты.
В концентрированных растворах щелочей сера диспропорцио-
нирует:
3S + 6KOH(конц.) = 2K S + K SO + 3H O
2 2 3 2
2 S 0 + 2e = S -2 | восстановление, окислитель - S
1 S 0 – 4e = S +4 | окисление, восстановитель - S
Соединения серы:
H S – сероводород, бесцветный ядовитый газ с неприятным за-
2
пахом, мало растворим в воде.
Раствор сероводорода – очень слабая кислота, которой соответ-
ствуют 2 ряда солей: кислые соли – гидросульфиды (NaHS – гидро-
сульфид натрия, NH HS – гидросульфид аммония, Ca(HS) – гидро-
4 2
сульфид кальция), средние соли – сульфиды (Na S – сульфид натрия,
2
(NH ) S – сульфид аммония, CaS – сульфид кальция). Большинство
4 2
сульфидов (за исключением сульфидов щелочных, щелочно-
земельных металлов и сульфида аммония) плохо растворимы в воде. Т.к. сера в составе сероводорода, сероводородной кислоты и сульфи-
дов находится в минимальной степени окисления (-2), все эти соеди-
нения проявляют только восстановительные свойства. S -2 может окис-
ляться до S 0 , S +4 , S +6 в зависимости от силы окислителя и условий
протекания реакции:
H S + Br = S + 2HBr
2 2
S -2 –2e = S 0 | 1 окисление, восстановитель – H S
2
Br 0 +2e = 2Br - | 1 восстановление, окислитель – Br
2 2
H S + 4 Cl + 4H O = H SO + HCl
2 2 2 2 4
S -2 –8e = S +6 | 1 окисление, восстановитель – H S
2
Cl 0 +2e = 2Cl - | 4 восстановление, окислитель – Cl
2 2
Оксид серы IV. Сернистая кислота и ее соли.
Диоксид серы SO – бесцветный газ с резким запахом, термиче-
2
ски устойчивый и растворимый в воде. Водный раствор оксида серы
(1V) называется сернистой кислотой. Основная масса растворенного
SO находится в растворе в гидратированной форме SO × nH O. Не-
2 2 2
большая часть растворенных молекул взаимодействует с водой по схеме:
SO + H O ↔ H SO ↔ H + + HSO - ↔ 2H + + SO -2
2 2 2 3 3 3
35
В сторону образования HSO - и SO 2- равновесие смещается лег-
3 3
ко в присутствии щелочей, при этом образуются соли 2-х типов: кис- лые – гидросульфиты и средние – сульфиты.
В воде растворяются лишь соли S-элементов 1 группы и гидро-
сульфиты типа Me(HSO ) . Т.к. в SO , H SO и ее солях сера находит-
3 2 2 2 3
ся в промежуточной степени окисления (+4), в окислительно- восстановительных реакциях они могут быть в роли восстановителя, окисляясь до S
+6 (серная кислота и ее соли) или окислителя, восста-
навливаясь до S 0 и S -2 (сероводород, сульфиды)
Na SO + Cl + H O = Na SO + 2HCl
2 3 2 2 2 4
S +4 –2e = S +6 | 1 окисление, восстановитель - Na SO
2 3
Cl 0 + 2e = 2Cl - | 1 восстановление, окислитель – Cl
2 2
Восстановительные свойства S +4 довольно сильные. Поэтому,
например, сульфиты в водных растворах постепенно окисляются даже кислородом воздуха
2K SO + O = 2K SO
2 3 2 2 4
Окислительные свойства у S +4 выражены слабо и проявляются
только в реакциях с сильными восстановителями.
SO + 2H S = 3S + 2H O
2 2 2
S +4 + 4e = S 0 | 1 восстановление, окислитель – SO
2
S -2 –2e = S 0 | 2 окисление, восстановитель – H S
2
Оксид серы (VI), серная кислота и ее соли. SO
– серный ангидрид, является продуктом окисления SO .
3 2
Этот процесс медленно протекает даже под действием кислорода воз- духа при н.у.
2SO + O = 2SO . Реакция ускоряется под действием катализа-
2 2 3
торов (платина, оксиды ванадия). При взаимодействии с водой оксид серы (V1) образует серную кислоту: SO
+ H O = H SO
3 2 2 4
SO хорошо растворяется в 100% серной кислоте. Раствор SO в
3 3
такой кислоте называется олеумом (тяжелая, маслянистая жидкость). При хранении олеума в результате соединения оксида серы (V1) с серной кислотой образуется пиросерная кислота:
H SO + SO = H S O
2 4 3 2 2 7
Ее соли – пиросульфаты (например, K S O – пиросульфат ка-
2 2 7
лия) находят применение в лабораторной практике.
Концентрированная серная кислота ионизирует незначительно.
В водном растворе серная кислота – сильная, двухосновная. При ох- лаждении разбавленной серной кислоты выделяются кристаллогидра- ты H
SO · H O,
2 4 2
H SO ·2H O, H SO · 4H O.
2 4 2 2 4 2
36
Гидратация серной кислоты сопровождается выделением боль-
шого количества тепла. Поэтому смешивать концентрированную сер- ную кислоту с водой следует очень осторожно, вливая серную кисло- ту тонкой струйкой в воду, а не наоборот. Концентрированная серная кислота поглощает пары воды и поэтому ее применяют в качестве осушителя. Она отнимает воду и от органических веществ, обугливая их. Например:
С Н О + H SO (конц.) = 12C + H SO · 11H O
12 22 11 2 4 2 4 2
Поэтому концентрированная серная кислота причиняет сильные
ожоги. В случае поражения кожи серной кислотой следует немедлен- но промыть обожженное место большим количеством воды и раство- ром NaHCO
.
3
Серная кислота обладает всеми общими свойствами кислот
(реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот). Т.к. сера в серной кислоте находится в максимальной степени окисления, она проявляет только окислительные свойства.
Разбавленная серная кислота окислительные свойства проявляет
за счет катиона Н + . Все металлы, стоящие в ряду напряжений до водо-
рода вытесняют его из разбавленной серной кислоты, если только об- разующаяся соль растворяется в ней.
H SO (разб.) + 2Al = Al (SO ) + 3H
2 4 2 4 3 2
Концентрированная серная кислота – более сильный окисли-
тель. Она окисляет почти все металлы (кроме золота и платины) до солей, а сама восстанавливается до соединений серы со степенями окисления –2, 0, +4 в зависимости от активности металла и от усло- вий реакции (например, температуры). Чем горячее серная кислота, тем более сильным окислителем она является. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается S
+6 .
4Са + 5H SO (конц.)= 4СаSO + H S↑ + 4H O
2 4 4 2 2
3Cd + 4H SO (конц.) = 3CdSO + 4H O +S↓
2 4 4 2
Cu + 2H SO (конц.) = CuSO + SO ↑ + 2H O
2 4 4 2 2
Металлы Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb, Al пассивируются в концен-
трированной серной кислоте и не реагируют с ней.
Концентрированная серная кислота окисляет и многие неметал-
лы:
2H SO + S = 3SO + 2H O,
2 4конц. 2 2
2H SO + C = CO + 2SO +2H O
2 4конц. 2 2 2
а также сложные вещества: H
SO + 8HJ = 4J + H S +4H O
2 4конц. 2 2 2
Серная кислота образует соли: кислые (гидросульфаты) и сред-
ние (сульфаты).
37
Качественной реакцией на ион SO 2- является реакция осажде-
4
ния белого сульфата бария ( осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами).
Ba +2 + SO -2 = BaSO ↓
4 4
Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную
воду и являются кристаллогидратами. Их часто называют купоросами, например:
CuSO · 5H O – пятиводный сульфат меди (II), медный купорос,
4 2
FeSO · 7H O - семиводный сульфат железа (II), железный купо-
4 2
рос,
ZnSO · 7H O - семиводный сульфат цинка, цинковый купорос.
4 2
Серноватистая (тиосерная) кислота и ее соли.
Молекула серноватистой кислоты H S O содержит два атома
2 2 3
серы, один из которых имеет степень окисления +6, а другой –2. По силе эта кислота близка к серной, но в свободном состоянии неустой- чива и распадается на сернистую кислоту и серу:
Na S O = Na SO + S↓
2 2 3 2 3
Многие соли серноватистой кислоты устойчивы и благодаря на-
личию в них иона S -2 обладают восстановительными свойствами.
Наибольшее значение из них имеет тиосульфат натрия Na S O · 5H O.
2 2 3 2
Na S O + 4Cl + 5H O = 2H SO + 2NaCl + 6HCl
2 2 3 2 2 2 4
S -2 – 8e = S +6 ?1
Cl 0 + 2e = 2Cl - ?4
2
Сера – элемент питания, необходимый для нормального разви-
тия растений. Она является обязательным компонентом белка, входит в состав некоторых растительных масел. Однако следует отметить, что подавляющее большинство почв не нуждается в специальном вне- сении серосодержащих удобрений, поскольку традиционные мине- ральные удобрения (суперфосфат, сульфат аммония (NH
) SO , каи-
4 2 4
нит KCl · MgSO · 3H O и т.п.) содержат относительно большие коли-
4 2
чества серы. Кроме того, оксиды серы, образующиеся в результате пе- реработки серосодержащего сырья и сгорания серосодержащего топ- лива в атмосфере, постоянно поступают в почву в виде кислотных осадков. В тоже время скопление серы в почвах в составе легкорас- творимых солей Na
SO , MgSO и сероводорода отрицательно влияет
2 4 4
на плодородие почв. Присутствие ионов SO 2- в воде обусловливают
4
постоянную или сульфатную жесткость, а наличие сероводорода Н S
2
(токсичен) – придает воде неприятный запах и способствует развитию серобактерий.
38
Тем не менее, внесение в щелочные почвы (солонцы) при
вспашке гипса СаSO улучшает (мелиорирует) физические свойства
4
почвы. При этом ионы Са 2+ замещают ионы Na + и вымываются в
форме Na SO .
2 4
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1.Взаимодействие галогенов с водой и щелочью: а) К 3-4 каплям раствора органического красителя ( например,
фуксина) добавить примерно столько же капель бромной воды и встряхнуть смесь. Записать наблюдавшееся изменение – результат окисляющего действия бромной воды на краситель. Ответить будут ли также окислителями хлорная и йодная вода и какая в наибольшей степени
б) В пробирку внести 3-5 капель бромной воды и добавить при-
мерно такой же объем щелочи (раствор КОН или NаОН) , отметить изменение окраски и запаха, если они наблюдаются. В отдельной про- бирке с раствором красителя проверить –сохранилось ли окислитель- ное свойство раствора галогенов после добавления щелочи (брать 1-2 капли щелочного раствора)
Опыт 2 Характерные качественные реакции анионов хлора ,
брома и йода.
а) Действие азотнокислого серебра . К 3-5 каплям раствора хло-
рида калия добавить примерно столько же раствора нитрата серебра до прекращения образования осадка. Дать осадку осесть , отметить его цвет, слить раствор и добавить к осадку 2-3 капли концентриро- ванного раствора аммиака до полного растворения. Полученный рас- твор подкислить несколькими каплями азотной кислоты (проверить реакцию жидкости, поместив одну каплю ее на РН-бумажку), отме- тить выпадение вновь хлористого серебра в виде осадка или мути. Написать уравнение реакции. Повторить этот опыт, взяв вместо хло- ристого калия сначала раствор бромида калия, затем раствор йодида калия. Отметить различие цвета осадков.
Бромид серебра плохо растворим в аммиаке , а йодид серебра не
растворим в нем.
б) Вытеснение и дальнейшее окисление йода и брома хлором в
водной среде.
К 1-2 каплям (не больше) раствора йодида калия добавить 1 ка-
плю раствора серной кислоты и 3-5 капель органического растворите- ля (бензин, бензол или четыреххлористый углерод).
39
Затем прилить хлорную воду по каплям при сильном встряхива-
нии. Выделяющийся йод окрашивает слой органического растворите- ля в красно-фиолетовый цвет. При дальнейшем добавлении хлорной воды окраска постепенно исчезает в результате окисления свободного йода до бесцветного йода- иона. Написать уравнение реакций.
Повторить опыт, взяв вместо йодида раствора бромида калия. В
этом случае свободный бром окрашивает органический растворитель в красно-бурый цвет. При избытке хлора окраска желтеет, а затем ис- чезает вследствие образования бесцветного бромат-иона. Написать уравнение реакций.
Опыт 3. Восстановительные свойства серы (делается под тя-
гой)
К 0,5-1 мл концентрированной азотной кислоты прибавляется
немного порошка серы и нагреть смесь до кипения, наблюдая окраску выделяющегося газа. К остывшей смеси пилить 1-2 мл воды, встрях- нуть, дать отстояться, слить прозрачный раствор и добавить к нему несколько капель хлорида бария. В отдельной пробирке испытать дей- ствие этого же реактива на смесь 2-3 азотной кислоты с водой. Какой ион обнаружен после кипячения азотной кислоты с серой?
Опыт 4. Действие окислителей на раствор сернистой кисло-
ты.
В 2 пробирки налить по 3-5 капель раствора оксида серы(1У) В
одну пробирку добавить 2-3 капли раствора перманганата калия, в другую бромной воды. Написать уравнение реакции, указывая пере- ход электронов, окислитель и восстановитель.
Опыт 5. Свойства серной кислоты. В пробирку положить 1-2 кусочка цинка и добавить немного
концентрированной серной кислоты, осторожно нагреть. Какой газ выделяется? продолжать нагревать и следить за изменениями в про- бирке. На что указывает появление мути? Какой газ теперь выделяет- ся? Написать три уравнения реакции, имея в виду, что во всех случаях получается сернокислый цинк. Какие свойства проявляет концентри- рованная серная кислота и чем отличается ее действие на металлы от действия разбавленной кислоты?
40
Опыт 6. Восстановительные свойства триосульфата натрия. а) К 3-5 каплям раствора триосульфата натрия добавить не-
сколько капель хлорной воды. Наблюдать исчезновение запаха и об- наружить появление иона SO4(каким реактивом)
б) К 3-5 каплям раствора тиосульфата натрия прилить 2-3 капли
йодной воды. Что происходит? Объяснить наблюдаемое явление и написать уравнение реакций
Задания: 1.Составить уравнение реакций взаимодействия хлора с гидроксидом калия на холоде и при нагревании. Назвать полученные продукты 2. Составить уравнение реакции термического разложения бертолето- вой соли в присутствии катализатора и без. 3.
Составить уравнение реакции получения хлора из соляной ки-
слоты действием: а) двуокиси марганца, б) перманганата калия. 4.
Составить уравнение реакции получения хлора из соляной ки-
слоты действием: а) двуокиси марганца, б) перманганата калия. 6.
Составить уравнение реакций получения хлористого водорода:
а) синтезом из водорода и хлора, б) взаимодействием хлорида натрия с серной кислотой. 5.
Составить уравнение реакции взаимодействия фторида кальция
с серной кислотой. 6.
Что происходит с фтором, хлорид, бромом и йодом при взаимо-
действии с водой? Составить уравнения соответствующих обрати- мых реакций, назвать продукты реакции. 7.
Кислородосодержащие кислоты и соли галогенов являются
сильными окислителями. Составить уравнение реакции взаимодейст- вия хлорноватистой кислоты и сернистой кислоты. 8. Составить уравнение реакций образования сернистого газа из сле- дующих соединений: сера, пирит (железный колчедан), сульфид цин- ка, сульфит натрия, концентрированная серная кислота. Какие из этих реакций являются окислительно-восстановительными? 9. Составить уравнение реакции получения сероводорода из сульфида железа (11). Какими свойствами обладает сероводород в реакции окисления-восстановления. Составить уравнение реакции взаимодей- ствия сероводорода с перманганатом калия (в сернокислой среде) 10. Составить структурную формулу тиосульфата натрия в реакциях окисления-восстановления.
41
Лабораторная работа № 6.
Тема: «ИЗУЕНИЕ СВОЙСТВ АЗОТА И ФОСФОРА
И ИХ СОЕДИНЕНИЙ»
Контрольные вопросы. 1.
Распространение фосфора в природе, его получение и примене-
ние. 2.
Укажите аллотропные модификации фосфора и различия в их
свойствах. 3.
Какие соединения образует фосфор с водородом? Укажите спосо-
бы их получения. Сравните их свойства со свойствами аналогичных соединений азота. 4.
Какие соединения образует фосфор с галогенами? Укажите спо-
собы их получения. 5.
Охарактеризуйте отношение оксида фосфора (III) к воде.
6. Какими свойствами обладает фосфористая кислота? Какие соли
она образует? 7.
Укажите названия и формулы аммонийных солей ортофосфорной
кислоты. 8.
Укажите способы получения двойного и простого суперфосфатов.
9. Какими свойствами обладает азотная кислота? Какие соли она
образует? 10.
Какими свойствами обладает азотистая кислота? Какие соли она
образует? 11.
Чем объясняется небольшая химическая активность молекуляр-
ного азота? 12.
Укажите сходные и отличительные химические свойства азо-
та и фосфора. 13.
Каковы свойства азота?
14. Как получают азот в промышленности и в лаборато-
рии? 15.
Как получают аммиак в промышленности и лаборатории?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.
Фосфор – элемент 3-го периода пятой А группы Периодической
системы. Электронная формула атома 1s² 2s²2p6 3s²3p3. Характерные
степени окисления фосфора 0, -3, +3,+5.
42
Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый,
красный, черный. Наиболее устойчивая модификация – черный фос- фор, а наиболее активен белый фосфор. Фосфор может реагировать со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой. В зависимости от того, находится фосфор в избытке или недостатке, образуются со- единения фосфора (III) и (V), например:
2P + 3Br =2PBr или 2P + 5Br =2PBr
2 3 2 5
2 | Pº - 3e =P³+ 2 | Pº - 5e =P 5+
3 | Br º +2e =2Br? 5 | Br º +2e =2Br?
2 2
Атом фосфора отдает электроны при взаимодействии с более
сильными окислителями, являясь восстановителем.
При взаимодействии с металлами фосфор проявляет окисли-
тельные свойства, образуя фосфиды:
3Mg +2P = Mg P
3 2
Mgº - 2e = Mg² + | 3 восстановитель
Рº + 3е = Р³? | 2 окислитель
При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспро-
порционирует:
P º+ 3NaOH + 3H O = P?³H + 3NaH P+O
4 2 3 2 2
Pº +3e =P?³ | 1 окислитель Pº - e = P
+ | 3 восстановитель
С водородом фосфор не реагирует, фосфин PH получают кос-
3
венным путем.
Кислородные соединения фосфора
При окислении фосфора в недостатке кислорода образуется ок-
сид фосфора (III) – белое кристаллическое вещество. Ядовит. В воде растворяется с образованием фосфористой кислоты:
Р О + 3Н О = 2Н РО
2 3 2 3 3
Фосфористая кислота и ее соли – фосфиты – являются сильны-
ми восстановителями.
При горении в избытке кислорода фосфор образует оксид Р О ,
2 5
иногда формулу записывают Р О .
4 10
Р О – белое кристаллическое вещество, энергично взаимодей-
2 5
ствует с водой, образуя различные кислоты, например, метафосфор- ную НРО
и ортофосфорную Н РО . Также возможно получение ди-
3 3 4
фосфорной (пирофосфорной) кислоты Н Р О .
4 2 7
Ортофосфорная кислота – наиболее распространенная из всех
кислот фосфора, обычно ее называют просто фосфорной.
Средние соли фосфорной кислоты называются ортофосфатами
или фосфатами. Как трехосновная кислота Н РО образует два типа
3 4
43
кислых солей: К НРО - гидрофосфат калия и КН РО – дигидрофос-
2 4 2 4
фат калия.
Фосфор, также как и азот, является важным элементом для обес-
печения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфор из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, перио- дически добавляя фосфорные удобрения.
Простейшее фосфорное удобрение – фосфоритная мука – пред-
ставляет собой перемолотый фосфорит Cа (РО ) , применяют глав-
3 4 2
ным образом на сильно кислых почвах. В нейтральные и слабокислые почвы вносят суперфосфаты Са(Н
РО ) – двойной, Са(Н РО ) +
2 4 2 2 4 2
2СаSО – простой и преципитат СаНРО *2Н О. Вместе с азотом фос-
4 4 2
фор входит в состав других удобрений, например, аммофоса NH
4
Н РО и диаммофоса (NH ) НРО .
2 4 4 2 4
Азот разлагается в V A – подгруппе, во втором периоде. Газ
без цвета, без запаха. Плотность азота равна 1,25. t кип. = -1960, в твёрдом виде существует в двух модификациях: кубической и гекса- гональной. Плохо растворим в воде, меньше чем кислород. В 1л воды при t=0
0 С растворяется 23,2 мл азота.
Наиболее распространён азот 14 N. Состав ядра – 14 нуклонов,
7 протонов, 7 нейтронов. Вокруг ядра – 7 электронов. Электронная конфигурация: 1s
2 2s 2 2p 3
валентный слой 2 возможные степени окисления N
0 .
N 0 + 3e- → N - 3 (NH ) N 0 –e - → N + 3 (N O ) N 0 –5e - → N +5 (N O )
3 2 3 2 5
Кроме того, азот образует соединения со степенью окисления:
+1, +2, +4. Максимальная валентность азота равна 4. За счёт образо- вания дополнительной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, в которой участвует не поделённая пара электронов 2s
2 .
Кроме того, можно оторвать один электрон от атома и атом перехо- дит в однозарядный положительный и четырёхвалентный ион.
В молекуле азота (N ) связь кратная, состоит из одной сигма и
2
двух π- связей.
Связь очень прочная, её энергия достигает 941 кДж. Молекула
имеет симметричное распределение электронной плотности и не обладает полярностью.
Азот при обыкновенных условиях без нагревания реагирует
только с литием:
6 Li + N = 2Li N литийнитрид
2 3
44
Нитриды очень активных металлов имеют ионный характер
связи, способной гидролизироваться:
Са N + 6H O = 3Ca (OH) + 3NH
3 2 2 2 3
Взаимодействует с водородом: N
+3H = 2NH ? H = -92,4 кДж
2 2 3
Температура не ниже 400-500 0 С. Давление (Р) 30 м ПА (300
атм.) Постоянно увеличивается [ H ] и [N ]. Катализатор -Рt, выве-
2 2
дение из сферы реакции NH . В приведённых реакциях азот является
3
окислителем, восстановительные свойства проявляются при взаимо- действии с кислородом:
1500 о C
N + O → 2NО
2 2
Применение: для получения аммиака. Используют как газ,
создающий инертную атмосферу чувствительных к воздуху и влаге веществ (нефтепродуктов), наиболее ценных картин и книг. Напол- няют электролампочки, используют при получении полиамидных волокон.
Аммиак, Соли аммония.
С водородом азот образует несколько соединений. Аммиак
NH , гидразин N H , азотистоводородная кислота NH . Наиболее важ-
3 2 4 3
ным является соединение NH . Молекула образуется за счёт 3-х не-
3
парных р- электронов атома и 3-х атомов водорода.
N 1s 2 2s 2 2p 3
H 1s 1
Газ, без цвета, с резким запахом, t плав. = -77,80 С, t кип. =
33,4 о С. Легче воздуха , сжигается при температуре 20 о С и давлении
8,5 атм. Смесь с воздухом в интервале 1,5-27,5% взрывоопасна. Обра- зование водородных связей между молекулами NH
и H O приводит к
3 2
неорганической растворимости жидкого аммиака в воде (в IV H O до
2
700 V NH ). Молекула аммиака имеет большой электрический ди-
3
польный момент. Поэтому аммиак – сильный ионизирующий раство- ритель. В нём хорошо растворяются многие соли. Содержание аммиа- ка в воздухе (0,5% по объёму) приводит к раздражению слизистой оболочки. Вдыхание NH
в больших концентрациях вызывает жгу-
3
чую боль слизистых оболочек гортани, трахеи и может привести к слепоте. Первая помощь – свежий воздух, обильное промывание глаз водой, вдыхание водяного пара.
Аммиак в химических реакциях выступает в роли энергичного
восстановителя. На воздухе не горит, но сгорает в чистом кислороде:
45
4NH + 3O = 6H O + 2N
3 2 2 2
Возможно окисление и кислородом воздуха в присутствии ка-
тализатора:
4NH + 5O = 4NO + 6H O 8NH +3Cl = N + 6NH Cl
3 2 2 3 2 2 4
Восстановительное свойство проявляется со сложными веще-
ствами: Восстанавливает металлы из оксидов: t
3СuO +2NH = 3Cu + N + 3H O
3 2 2
Водород в аммиаке способен замещаться на металлы и за счёт
этого выступает в роли окислителя: t
0
2Al +2NH = 2AlN +3H ↑
3 2
нитрид
t
Ca + NH = CaNH + Н
3 2
t 2Na + 2NH
= H ↑ + 2NaNH
3 2 2
амид
Аммиак способен вступать в реакции присоединения, которые
протекают в обычных условиях, образуются соединения по донорно- акцепторному механизму:
NH +H O ↔ NH OH ↔ NH + +OH -
3 2 4 4
нашатырный
спирт
При взаимодействии с кислотами образует соли аммония:
NH + HCl = NH Cl
3 4
NH + H SO = NH HSO
3 2 4 4 4
2NH + H SO = (NH ) SO
3 2 4 4 2 4
Молекулы аммиака входят в состав комплексных соединений:
AgCl +2NH OH ↔ [Ag(NH ) ] Cl +2H O
4 3 2 2
Аммиак обнаруживается с помощью красной лакмусовой бума-
ги(влажной), при попадании NH наблюдается посинение, образова-
3
ние дыма. При поднесении палочки смоченной концентрированной кислотой HCl к отверстию, HN
образует белый дым – NH Cl.
3 4
Coли аммония – твёрдые кристаллические вещества, хорошо
растворимые в воде. При нагревании разлагаются, характер разложе- ния зависит от аниона кислоты. Если соль аммония образована лету- чей кислотой, то при нагревании выделяется аммиак и кислота, спо- собные при охлаждении вновь образовывать соль:
46
t охлаждение NH
Cl ↔ NH + HCl NH Cl
4 3 4
При разложении солей нелетучих кислот выделяется аммиак и
кислота или её кислая соль:
t
(NH ) SO = NH + H SO
4 2 4 3 2
t
(NH ) PO = 2NH + NH H PO
4 3 4 3 4 2 4
Разложение солей аммония, образованных кислотами – окислителями, приводит к окислению иона аммония:
t
(NH ) Cr O = N +Cr O + H O
4 2 2 7 2 2 3 2
t NH
NO = N O +2H O
4 3 2 2
t
NH NO = N + H O
4 2 2 2
Качественная реакция на соли аммония: NH
3
t
NH Cl + NaOH = NaCl +NH OH
4 4
H О
2
Синеет лакмус. бумага
Аммиак – важнейшее сырьё для производства азотной кислоты,
солей аммония, взрывчатых веществ, красителей, карбонат аминов, амидов, соды. Аммиак используют как хладореагент в холодильных машинах. Жидкий аммиак – неводный растворитель. Широкое приме- нение находят и соли аммония. NH
Cl - используют в паяльном де-
4
ле, для удаления оксидной плёнки металла:
2NH Cl + CuO = CuCl +2NH + H O
4 2 3 2
(NH ) SO , NH NO , NH H PO – аммофос,
4 2 4 4 3 4 2 4
(NH )2HPO – диаммофос, (NH ) KPO – удобрения.
4 4 4 2 4
(NH )NO используют при производстве взрывчатых веществ.
4 3
NH HCO – разрыхлитель теста. t
4 3
NH HCO = NH ↑ + H O + CO ↑
4 3 3 2 2
(NH ) S, (NH ) CO – используют в аналитической химии.
4 2 4 2 3
Оксиды азота Азот образует с кислородом ряд соединений, в которых степень
окисления азота изменяется от +1 до +5.
N O – диазот оксид, NO – азот монооксид, N O – диазот триок-
2 2 3
47
сид, NO – азот диоксид, N O – диазот пентаксид. Все оксиды при
2 2 5
н.у. газообразные вещества (кроме оксида азота V) и ядовиты ( кроме оксида (I). N
O – веселящий газ (диазот оксид).
2
N
O – бесцветный газ со сладковатым вкусом, характерным за-
2
пахом. Хорошо растворим в воде, с ней не взаимодействует. Безраз- личный оксид. Легко разлагается:
700 0 C
2N O↔ 2N + O
2 2 2
Является энергичным окислителем: N
O + H = N + H O
2 2 2 2
Обладает активным физиологическим воздействием. Вдыхание
малых доз этого газа оказывает опьяняющее действие, при больших дозах происходит потеря чувствительности. Обладает анестезирую- щим действием.
NO – бесцветный газ, трудно сжигаемый. Плохо растворим в
воде. Безразличный оксид, обладает как окислителем, так и восстано- вительными свойствами: 2NO + O
= 2NO
2 2
Восстановитель: 2NO + O = 2NO
2 2
Окислитель: NO + H = N + H O
2 2 2
Применяется для производства азотной кислоты.
N O - Легко сжигается газ (t кип. = 3,5 0 С), разлагающийся на
2 3
NO и NO . Обладает кислотными свойствами, ему соответствует
2
азотистая кислота.
N O + H O =2HNO
2 3 2 2
NO – бурый газ, токсичен. При переходе в жидкость бледнеет, а
2
при замерзании образует бесцветные кристаллы. Это объясняется ди- менирализацией: 2NO
↔ N O ? Н = - 57 кДж
2 2 4
N
O – сложный кислотный оксид, при взаимодействии с Н О образу-
2 4 2
ет две кислоты. N O + H O = HN +5 O + HN +3 O
2 4 2 3 3
азотная азотистая
То же самое относится и к NO : 2NO + H O = HNO + HNO
2 2 2 3 2
2NO + 2NaOH = NaNO + NaNO + H O
2 3 2 2
NO – энергичный окислитель и умеренный восстановитель. На энер-
2
гичных окислительных свойствах основано применение NO при
2
нитрозном способе получения серной кислоты NO + O = NO +O
2 2 3
Энергичным восстановителем NO может быть превращён в NH .
2 3
48
Используется для получения азотной и серной кислот, в органической химии как нитрогирующий агент.
N O – бесцветное кристаллическое вещество (t плав. = -45 0 С).
2 5
Соединение неустойчивое, легко разлагается: 2N O = 4NO + O
2 5 2 2
Обладает кислотными свойствами, взаимодействует с основаниями и водой:
N O + 2 NaOH = 2NaNO + H O
2 5 3 2
(N O + 2OH - = 2NO - + H O)
2 5 2
N O + H O = 2HNO
2 5 2 3
Проявляет сильные окислительные свойства: 2N
+5 O + C = C +4 +4N +4 O
2 5 2
Азотная кислота – это бесцветная жидкость, при t = 42 0 С пере-
ходит в кристаллическое состояние. На воздухе она дымит, т.к. пары с влагой воздуха образуют мелкие капли. С водой смешивается в лю- бых соотношениях. При хранении на свету приобретает бурый цвет, вследствие разложения с образованием высших оксидов (NO
)
2
4HNO = 4NO + O +2H O
3 2 2 2
Обычно поступает в продажу ? = 40, с водой образует неустой-
чивые гидраты.
Обладает всеми свойствами кислот:
1. реакция нейтрализации: HNO + NaOH = NaNO + H O;
3 3 2
H + + OH - = H O
2
2. с оксида 2HNO + CaO = Ca(NO ) + H O;
3 3 2 2
2H + + CaO = Ca 2+ + H O
2
Азотная кислота является энергичным окислителем. Взаимо-
действие с металлами зависит от трёх факторов – концентрация, ак- тивность. Ме ., внешних условий: Al, Cr, Fe, N, Pb пассивир холод HNO
очень акт. Ме - нитрат +NO
3 2
Активные Ме - нитрат + NO
2
oстальные Ме- нитрат + NO
2
очень активные металлы нитрат + NH
3
HNO активные металлы нитрат + N O
3 2
разб. Остальные металлы
нитрат + NO
2
49
HNO с большинством металлов нитрат + NH NO
3 4 3
сильно разб.
Влияние внешнего фактора.
t
Zп нитрат + NO
2
HNO пласт. t
3
Zп нитрат + N
2
изм.
кип. Zп нитрат +NH
3
пор.
Влияние на ход реакции активности металла и концентрации
кислот.
4HNO +Cu = Cu(NO ) + 2NO + H O
3 3 2 2 2
2HNO + Ni = Ni(NO ) + NO + H O
3 3 2 2
9HNO + 4Ca = 4Ca(NO ) +NH + 3H O
3 3 2 3 2
10HNO + 4Ca = 4Ca (NO ) + NH NO + 3H O
3 3 2 4 3 2
8HNO +Ni = 4Ni (NO ) + NO + 5H O
3 3 2 2 2
10H +5 NO + 4Ca 0 = 4Ca +2 (NO ) + N +2 O + 5H O
3 3 2 2 2
Зависимость взаимодействия от внешних условий.
10HNO + 4Zп = 4Zп(NO ) + NO + 5H O
3 3 2 2 2
разб. 12HNO
+ 5Zп = 5Zп(NO ) + N + 6H O
3 3 2 2 2
разб. изм.
9HNO + 4Zп (NO ) + NH + 3H O
3 3 2 3 2
разб. пор.
Действие сильно разбавленной кислоты на большинство металлов.
8Fe +3OHNO = 8Fe (NO ) +3NH NO + 9H O
3 3 3 4 3 2
При нагревании азотной кислоты с неметаллами, азотная кисло-
та восстанавливается до NO или NO, а неметаллы окисляются до со-
2
ответствующих кислородсодержащих кислот.
50
NO S – H SO
2 2 4
P – H PO
3 4
HNO
3
As – H AsO
3 4
NO I – HIO
2 3
t
S 0 + 6HN +5 O = H S +6 O + 6 N +4 O + 2H O
3 2 4 2 2
P 0 + 5H +5 NO = H P O + 5N +4 O + H O
3 3 4 2 2
Благородные металлы в азотной кислоте не растворяются но
растворяются в «царской водке», (смесь из I объема HNO и 3 объемов
3
HCl):
HNO + 3HCl = NO + 3Cl + H O
3 2
Аи + HNO + 3HCl = АиСl + NO + 2H O
3 3 2
Аи + Cl = АиСl
3
Азотная кислота окисляет сульфиды, ход реакции зависит от
концентрации кислоты ω HNO до 20%, окисляет S –2 до S 0 , ω HNO =
3 3
30% до S +6 , сама при этом восстанавливается до азота монооксида:
3СuS + 8HNO = 3Cu (NO ) +3S +2NO + 4H O
3 3 2 2
Азотистая кислота является реактивом на белок (жёлтое окра-
шивание при контакте с белком – обнаружение азотной кислоты). Действие дифениламина с NO
– характерное синее окрашивание. При
3
соприкосновении ионов NO - и Fe 2+ на поверхности концентриро-
3
ванной серной кислоты образуется бурое кольцо комплексного иона: [ Fe (NO) (H
O )] +2 пента акванитрозолий железа П.
2 5
Cоли азотной кислоты нитраты. Все они хорошо растворимы в
воде, при нагревании разлагаются. Разложение по схеме: металл в ряду напряжений:
MgNO + O
2 2
Mg
Cu - Mg MeO + NO +O
2 2
МеNO
3
Cu
Me + NO + O
2 2
51
t Например:
2KNO = 2KNO + O
3 2 2
t 2Cu (NO
) = 2CuO + 4NO
3 2 2
t
2AgNO = 2Ag + 2NO + O
3 2 2
Применение: NaNO
, KNO – удобрения.
3 3
KNO - используют в кулинарии, при производстве мясных продук-
3
тов, в пиротехнике для изготовления пороха. AgNO3 (ляпис) – вяжущее, противовоспалительное средство. Исполь- зуют при лечении язв, трещен, трахомы. Кроме того, используется в гальванотехнике, производстве зеркал, фотографии, аналитической химии. Азотная кислота на 75% используется для производства удобрений, а 15% – для производства взрывчатых веществ. Остальное для полу- чения солей, приготовления “ царской водки “, нитрирования толуо- ла, бензола, фенола, эретификации глицерина, целлюлозы, окисления органических веществ.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Гидролиз солей ортофосфорной кислоты.
В три пробирки налить раствор средней и кислых солей орто-
фосфорной кислоты. В каждую пробирку добавить по 2-3 капли фе- нолфталеина. Почему окраска индикатора неодинакова? Какая соль гидролизуется в большей степени? Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей. Укажите реакцию среды растворов этих солей.
Опыт 2. Качественная реакция на фосфат-ион.
Налить в пробирку 2-3 мл молибденовой жидкости (раствор мо-
либдата аммония (NH4)2МоО4 в концентрированной азотной кислоте) и добавить 2-3 мл раствора соли фосфорной кислоты. Нагреть про- бирку и обратить внимание на цвет появляющегося осадка. Осадок имеет состав (NH4)3H4[P(Mo2O7)6].
Написать уравнение реакции.
52
Опыт 3. Получение суперфосфата из фосфоритной муки.
а) Перемешать в пробирке с водой небольшое количество фос-
форитной муки Cа3(РО4)2, профильтровать, испытать фильтрат на содержание фосфат-ионов молибденовой жидкостью (опыт 2). Сде- лать вывод о растворимости фосфоритной муки.
б) Отвесить на технических весах в фарфоровой чашечке 2г
фосфоритной муки, содержащей 45% чистого фосфата кальция, рас- считать, сколько миллилитров 32%-ной серной кислоты (плотностью 1,23г/мл) потребуется для превращения всего фосфата в дигидрофос- фат.
в) Обработать этим количеством серной кислоты, взятой из бю-
ретки, навеску фосфоритной муки при постоянном перемешивании кашицы стеклянной палочкой в течение 5-10 минут.
г) Прилить в фарфоровую чашечку 10-15 мл воды, хорошо раз-
мешать, профильтровать, испытать фильтрат на содержание фосфат- ионов (сравнить результат с опытом а). Сделать вывод о растворимо- сти суперфосфата.
Опыт 4. Получение азота (демонстрационный опыт).
В лабораторных условиях азот получают разложением
нитрита аммония t
NH NO → N + 2Н О.
4 2 2 2
Нитрит аммония можно получить по реакции
NaNO + NH C1 → NH NO + NaCl
2 4 4 2
Возьмите в прибивку немного кристаллического нитрита натрия
и прилейте к нему 2-3 мл насыщенного раствор хлорида аммо-
ния. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Укрепите реакционную пробирку в штативе, осторожно нагрейте её, образую- щийся азот соберите в пробирку, наполненную водой и опущенную в кристаллизатор (рис.1).
Внесите горящую лучинку в про- бирку с азотом. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций.
Рис 1. Получение азота
53
Опыт 5. Термическое разложение хлорида аммония (тяга).
Возьмите в сухую пробирку несколько кристаллов хлорида аммония. Нагрейте и обратите внимание как на холодных стенках пробирки осаждается белое вещество. Объясните это явление.
Опыт 6. Качественная реакция на ион аммония и основные
свойства раствора аммиака(опыт делать под тягой).
1. В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли аммония, прилейте
1-2 мл щелочи и нагрейте до кипения. В выделяющиеся пары внести лакмусовую бумажку. Определите по запаху и изменению цвета лак- мусовой бумажки природу выделяющегося газа. Напишите соответст- вующее уравнение реакции.
2. В пробирку налейте по 2-3 мл раствора хлорида железа (III),
и прилейте несколько капель раствора аммиака. Укажите цвета обра- зующегося осадка. Напишите соответствующие уравнения реакций. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах раствора аммиака.
Опыт 7. Окислительные свойства азотной кислоты (опыт де-
лать под тягой).
1. В три пробирки положите кусочки металлов: в первую - цин-
ка, во вторую – меди, в третью – олова. Добавьте в каждую пробирку по 1-2 мл концентрированной азотной кислоты. (Если реакция не идет – слегка нагрейте). Что происходит? Какой газ выделяется? На- пишите уравнения реакций, учитывая, что при взаимодействии с оло- вом образуется метаоловянная кислота.
2. Повторите опыт с участием разбавленной (10%) азотной ки-
слоты. Что наблюдаете? Составьте уравнения наблюдаемых окисли- тельно-восстановительных реакций.
Опыт 8. Окислительные и восстановительные свойства
азотистой кислоты.
Возьмите две пробирки. В одну налейте 1 мл иодида калия, а в
другую I мл перманганата калия. В каждую пробирку добавьте по 1-2 мл раствора H
S0 2 Н и 1-2 мл насыщенного раствора (или немного
2 4
сухой соли) нитрита натрия. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций и объясните, какие свойства проявляет нитрит натрия в каж- дой из реакций.
54
Опыт 9. Качественная реакция на ион NO ?.
3
1. В фарфоровую чашечку поместите рядом каплю раствора ди-
фениламина в концентрированной серной кислоте и каплю раствора азотной кислоты.
2. Стеклянной палочкой соедините обе капли. Отметьте наблю-
дения. Интенсивное синее окрашивание указывает на присутствие аниона NO
3- ( или NO 2- )
Задания 1.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуще-
ствить следующие превращения: а) NH
NO N Mg N NH NH Cl Cu
4 2 2 3 2 3 4
б) N
NH NO NO NaNO
2 3 2 2
(NH ) SO NH HSO (NH ) SO
4 2 4 4 4 4 2 4
2. Напишите уравнения реакций, характерные для аммиака: присое-
динения, замещения, окисления, комплексообразования. 3.
Напишите уравнение гидролиза хлорида аммония и карбоната ам-
мония. 4.
Допишите уравнения реакций и укажите, при каких условиях они
протекают: а) (NH
) CO CO
4 2 3 2
б) MgNH PO MgP O
4 4 2 7
в) (NH ) Cr O Cr O +
4 2 2 7 2 3
г) (NH ) SO + NaOH
4 2 4
д) NH + Na
3
5 Какова массовая доля (%) аммиака в растворе, полученного раство- рением 5,6 л аммиака в 50,44 мл аммиака с q=0,95 гсм
3 и w=12%.
6.Для обжига 500 кг железного колчедана, с массовой долей примесей 4%, израсходовано 2500 м
3 воздуха. Определить объемный состав
образовавшейся газовой смеси. 7. Для обжига 500 г синтеза аммиака применяется смесь азота с водо- родом которая имеет состав: 25% азота, 75% водорода (по объему). Определить состав этой смеси: а) в % по массе, б) в молях на литр при н.у. 8. Какой объем, приведенный к н.у. будет занимать аммиак, получен- ный из смеси 50 г хлорида аммония с 70 г гашенной извести? 9. Какой объем соляной кислоты C
=2 моль/л, потребуется для ней-
HCl
трализации 20 мл аммиака ρ=0,967 гсм 3 и ω=8%.
55
10. В одном объеме воды при 0 0 С растворяется 1200 объемов аммиа-
ка. Каково содержание аммиака в образующемся при этом растворе (в %) по массе. 11. Напишите уравнения реакций взаимодействия: а) концентрированной азотной кислоты с серебром и фосфором; б) разбавленной азотной кислоты с магнием и медью. 12. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуще- ствить следующие превращения: а) NH
NO NO HNO NO NaNO O
3 2 3 2 3 2
б) NH N NO NO HNO NH (NH ) SO BaSO
3 2 2 3 3 4 2 4 4
13.Напишите уравнения реакций термического разложения нитратов натрия, меди и ртути. 14.Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций: а) KNO
+ K Cr O + HNO = Cr(NO ) + KNO + H O
2 2 2 7 3 3 3 3 2
б) Zn + HNO N O + …
3 2
в) PbS + HNO PbSO + …
3 4
г) Al + HNO + KOH K AlO + NH
3 3 3 3
15.Плотность оксида азота NO
(IУ) по водороду при 70 0 С равна 27,8.
2
Каково соотношение между числом молекул NO и N O в газе при
2 2 4
этой температуре? 16.Сколько мл раствора серной кислоты ρ=1,84 гсм
3 и ω=96% потре-
буется для взаимодействия с 10 г нитрата натрия при слабом нагрева- нии, если 4% её разлагается во время реакции. 17. Сколько литров раствора C
=2 мольл можно приготовить из
NaNO3
500 мл 68%-ного раствора нитрата калия, ρ=1,41 гмл? 18.Сколько аммиачной селитры получится при нейтрализации 60 г 40% раствора азотной кислоты аммиаком? 19.Напишите реакции термического разложения нитрата свинца, нитрата ртути и нитрата натрия. 20.Сколько требуется фосфорита, содержащего 90% Са
(РО ) и
з 4 2
HaSO для получения 1 т суперфосфата?
4
56
Лабораторная работа № 7.
Тема: «УГЛЕВОДОРОДЫ ПРЕДЕЛЬНЫЕ И НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ»
Контрольные вопросы:
1. Какие углеводороды называются предельными?
2. Какие углеводороды называются непредельными?
3. Приведите общие формулы предельных и непредельных угле-
водородов. 4.
Дайте определение, что такое σ- и π-связи?
5. Какие типы связей характеризуют электронное строение этиле-
на? 6.
Какие вы знаете типы гибридизации орбиталей атома углерода и
соответствующие им углы между атомами углерода? 7.
Каков тип связей имеется в этане?
8. Какое из двух указанных соединений Н С – СН = СН - СН и
3 3
СН - СН - СН - СН окисляется раствором перманганата калия?
3 2 2 3
Углеводороды наиболее простые по составу органические со-
единения состоящие из атомов только углерода и водорода. По строе- нию углеродного скелета они делятся на ациклические (содержат от- крытые разветвления или линейные углерод-углеродные цепи), и цик- лические (эпициклические, ароматические) углеводороды. По характеру связей между атомами углерода различают предельные и непредельные углеводороды.
Предельные содержат только простые или одинарные связи ме-
жду атомами углерода, непредельные содержат так же и кратные свя- зи - двойные или тройные.
Общая формула предельных углеводородов (алканов, парафи-
нов) С Н Они образуют гомологический ряд, который часто назы-
n 2n+2.
вают рядом метана. Он является основой, из которой выводятся все остальные классы органических соединений. Изомерия предельных углеводородов зависит от структуры углеродного скелета (изомерия цепи или изомерия скелета).
Для наименования углеводородов с разветвленной цепью поль-
зуются двумя номенклатурами.
Одна условно называется рациональной, за основу принимается
простейший углеводород-метан: называют в порядке усложнения ра- дикалы расположенные около атома углерода, принятого за остаток метана, затем добавляют слово метан.
57
Более новой и совершенной является вторая номенклатура, раз-
работанная международной организацией химиков, и называется ме- ждународной или номенклатурой ИЮПАК. По этой номенклатуре за основу принимают название алкана, соответствующего самой длин- ной, присутствующей в молекуле цепи углеродных атомов (не считая ответвлений). Цепь нумеруется с того конца, к которому ближе распо- ложено разветвление: указывают числами положение радикалов, за- тем их название и заканчивают названием углеродорода, взятого за основу 1 2 3 4 5 СН
– СН – СН – СН – СН
3 2 3
? ? СН
СН
3 2
? СН
3
Диэтилизопропил-метан(рн) или 2-метил-З -этилпентан(МН)
Углеродороды с двойной связью называются этиленовыми угле-
водородами (олефинами, алкенами). Они имеют общую формулу С
Н . По рациональной номенклатуре их названия происходят от
n 2n
простейшего члена гомологического ряда-этилена, рассматривая бо- лее сложные углеводороды, как происходящие от этилена путем заме- ны водородов на радикалы. Называют радикалы, затем добавляют слово этилен.
По международной номенклатуре выбирают самую длинную
цепь углеродных атомов, содержащую двойную связь, и окончание - ан алканов заменяется на -ен. Счет углеродных атомов начинают с конца ближнего к двойной связи. Называют ответвления, указывая цифрами их расположение, затем основную цепь с окончанием -ен и указывают цифрой место, где начинается двойная связь: СН
3
? 1 2 3 4 5 СН
– СН = СН – СН – СН
3 3
Метилизопропилэтилен (рн) 4 - метилпентен - 2 (МН) Если в молекуле имеется две двойные связи, перед окончанием -ен прибавляют частицу ди-. 1 2 3 4 5 СН
= СН – СН = СН – СН
2 3
Пентадиент - 1,3 (МН)
58
Углеводороды с тройной связью, называемые ацетиленовыми
углеводородами или алкинами, имеют общую формулу С Н . На-
n 2n-2.
звания составляются так же, как и у этиленовых, но по рациональной номенклатуре за основу берется ацетилен, по международной номенк- латуре окончание предельных углеводородов - ан заменяется на ин: СН ≡ С – СН – СН
– СН
2 3
? СН
3
Фтор - бутилацетилен (рн) 3- метилпентин- 1(МН)
У всех непредельных углеводородов имеются два вида изоме-
рии: изомерия цепи и изомерия положения кратной связи. Кроме того этиленовые углеводороды, имеющие различные (по меньшей мере два) радикала у углеродов связанных двойной связью, могут сущест- вовать в виде пространственных изомеров в зависимости от располо- жения замещающих групп по отношению к двойной связи. Этот зид изомерии называется цис-транс-изомерией или геометрической. СН
Н
3
/ С ?? С / Н
С Н
3
Цис-бутен-2
СН Н
3
/ С ?? С / Н СН
3
транс-бутен-2
Для предельных углеводородов характерна устойчивость к раз-
личным реагентам, типичны для них реакции замещения особенно ра- дикального. Непредельные углеводороды значительно более реакци- онноспособные, для них характерны реакции присоединения, глазным образом электрофильного, реакции окисления и полимеризации, а для ацетиленовых, кроме того, реакции замещения водорода при тройной связи за металл.
59
Главным природным источником углеводородов является
нефть. Углеводороды являются основной составной частью бензинов (моторных топлив).
Причем парафины нормального (линейного) строения сгорают с
большей детонацией чем углеводороды с разветвленной цепью.
За стандарт моторного топлива принят изомер эктана-2,2,4-три-
метил-пентан, обычно называемый изооктаном, для которого октано- вое число принято 100, а для октана нормального строения 0.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
Опыт 1. Бромирование углеводородов 1. Вдве сухие пробирки поместите по 1 мл исследуемого угле-
водорода (предельного и непредельного) и добавьте по каплям при легком встряхивании равный объем раствора брома. Если желтая ок- раска не исчезает, то смесь слегка нагрейте. Отметьте изменение цвета в одной из пробирок.
2. Установите, сопровождается ли исчезновение окраски, обу-
словленной присутствием свободного брома, образованием бромисто- го водорода с помощью синей лакмусовой бумажки и стеклянной па- лочки смоченной в аммиаке.
3. Составьте уравнения происходящих реакций бромирования
на примере бутана, бутена-2 и бутина-1.
4. Сделайте вывод о реакционной способности предельных и
непредельных углеводородов и возможности использования данной реакции для качественного и количественного анализа непредельных веществ, а также степени непредельности чистых индивидуальных со- единений.
Примечание: НВr – газ, имеющий резкий запах, дымящий на воздухе, особенно при внесении в пробирку палочки, смоченной в аммиаке и ок- рашивающий влажную синюю бумажку в красный цвет.
Характерное для непредельных углеводородов присоединение
брома по кратным (двойным, тройным) связям, сопровождающееся обесцвечиванием раствора, обычно протекает быстро. Во многих случаях бром может замещать атомы водорода (особенно при тре- тичных атомах углерода) в углеводородах различных типов. Этот процесс замещения также ведет к обесцвечиванию раствора, но протекает обычно гораздо медленнее, чем присоединение, требует
60
нагревания, освещения или присутствия катализатора и сопровож- дается вы делением бромистого водорода.
Реакции бромирования представителей алканов и алкенов идут
по следующим схемам:
СН СН СН СН
3 3 3 3
I I | I
СН - С = СН -СН -СН + Вг —?СН – СВг – СНВг –СН – СН
3 3 2 3 3
2,4-диметилпентен-2 2,3-дибром-2,4-диметилпентан
СН СН СН СН
3 3 3 3
I I I I
СН - СН - СН - СН - СН + Вг —?СН - СВг-СН – СН - СН +НВг ↑
3 2 3 2 3 2 3
2,4-диметилпентан
2-бром-2,4-диметшпентан
Одновременно, конечно, могут получаться продукты дальней-
шего бромирования и другие изомерные бромзамещенные алканы.
Для реакций бромирования особенно удобно применять раство-
ры брома в органических растворителях, так как с углеводородами они дают гомогенную смесь. Поэтому реакции протекают быстрее, а выделение нерастворимого в этой среде бромистого водорода об- наруживается с полной определенностью, что ясно указывает на протекание реакции замещения. Применение бромной воды при рабо- те с жидкими веществами в большинстве случаев менее удобно, так как бромирование идет медленнее, требует энергичного взбалтыва- ния, а образование бромистого водорода, хорошо растворимого в во- де, качественно обнаружить не удается. Наконец, бромная вода в ряде случаев является не только бромирующим реагентом, но и окислителем, что затрудняет истолкование причин исчезновения ок- раски реакционной смеси.
Если точно учитывать количество брома, добавляемого до
прекращения его связывания, то реакцию бромирования можно при- менять к углеводородам и другим органическим веществам не только для количественного анализа непредельных веществ, но и как метод определения степени нenpeдельности (числа кратных связей) чистых индивидуальных соединений. Однако, необходимо учесть, что, напри- мер, амины, фенолы ,большинство вторичных и третичных спиртов, альдегидов кетонов, даже если они не содержат кратных связей, также быстро обесцвечивают раствор брома, причем амины часто реагируют без выделения НВr.
61
Опыт 2. Окисление углеводородов перманганатом калия.
(реакция Вагнера) 1. В две пробирки поместите по 1 мл исследуемых углеводородов (предельных и непредельных), добавьте сначала равный объем рас- твора карбоната натрия (соды) и затем постепенно по каплям при сильном взбалтывании раствор перманганата калия до прекращения изменения внешнего вида смеси. 2. Составьте уравнения возможных реакций окисления на примере бутана, бутена-2 и бутина-1. 3. Сделайте вывод о возможности и степени окисления предельных и непредельных углеводородов. Примечание: Наличие непредельных соединений обнаруживается по исчезновению первоначальной окраски раствора КМпО
.
4
Как и в случае бромирования, даже очень малое количество ненасы- щенных соединений в смеси уже вызывает изменение окраски первых капель реактива. Изучаемые твердые и жидкие органические веще- ства можно исследовать этим методом также и в растворах или суспензиях— в воде, ацетоне и т. п. В результате накопления в смеси оксида марганца(1У) тогда маски- руется изменение окраски. В этом случае опускают в смесь полоску фильтровальной бумаги, которая всасывает лишь раствор, но не осадок, и окраска раствора наблюдается вполне отчетливо. Окисление непредельных соединений перманганатом калия сопрово- ждается образованием гликоля и щелочи: ЗН
С = СН + 2КМпО + 4Н О→ ЗСН -СН + 2МпО + 2 КОН
2 2 4 2 2 2 2
? ? ОН ОН этандиол-1,2
Часто окисление не останавливается на образовании гликоля и
проходит дальше: получаются альдегиды, кетоны и, главным обра- зом, кислоты, причем молекула исходного соединения расщепляется по месту кратной связи. Оксид марганца (IV) каталитически ускоря- ет окисление органических соединений в описанных условиях, поэтому окисление щелочным раствором КМпО
веществ, содержащих двой-
4
ные или тройные связи между атомами углерода, сначала идет мед-
62
ленно, а затем, с накоплением МпО , обычно протекает быстро. Не-
2
которые соединения, не содержащие кратных связей (например, му- равьиная, щавелевая, лимонная кислоты, альдегиды, фенолы, многие кетоны, глицерин и т.п.), также быстро окисляются этим ре- активом. Однако, большинство насыщенных соединений, в том числе предельные углеводороды, не реагируют с щелочным раствором КМпО
или взаимодействуют с ним лишь очень медленно. Имеются
4
редкие случаи устойчивости к действию перманганата калия и нена- сыщенных соединений.
Опыт 3. Взаимодействие углеводородов с концентрирован-
ной серной кислотой 1. В 2 пробирки налейте по 1 мл углеводородов (насыщенных и не- насыщенных) и добавьте в каждую по 1 мл концентрированной сер- ной кислоты. 2. Осторожно взболтайте пробирки, охлаждая их в воде. 3. Отметьте различное отношение насыщенных и ненасыщенных уг- леводородов к серной кислоте. Сделайте вывод. Примечание: Предельные и ароматические углеводороды, а так же их галогенпроизводные устойчивы к действию серной кислоты при низкой температуре. Непредельные углеводороды, спирты, фенолы, эфиры довольно легко растворяются в холодной концентрированной серной кислоте с образованием алкилсерных кислот общей формулой ROSO
OH (присоединение к непредельным углеводородам осуществ-
2
ляется по месту разрыва двойной связи). Атом водорода серной ки- слоты присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому угле- рода из связанных двойной связью, а кислотный остаток (в данном случае -OSO
OH) - к соседнему с ним (правило Марковникова). При по-
2
вышении температуры алкилсерная кислота может присоединяться по двойной связи новой молекулы олефина, а последующее отщепление H
SO дает димер исходного углеводорода, снова содержащий двой-
2 4
ную связь. Дальнейшее повторение аналогичного процесса ведет к об- разованию все более сложных полимеров.
Опыт 4. Получение и свойства ацетилена
1. Приготовьте три пробирки: одну - с 2 мл бромной воды, вторую - с 2мл подкисленного раствора КМпО
, третью - с 2мл аммиачного рас-
4
твора оксида серебра.
63
+ 2Н О= Са(ОН) + НС≡ CH + 139ккал
2 2 2
При получении больших количеств ацетилена реакция может пойти слишком энергично. Чтобы ацетилен выделялся более спокойно и рав- номерно, вводят в реакцию с карбидом кальция не чистую воду, а смесь ее со спиртом (1:1,) либо насыщенный раствор поваренной со- ли. При присоединении брома к ацетилену сначала образуется 1,2- дибромэтилен СНВr=СНВr и далее 1,1,2,2-тетрабромэтан СНВr

2
СНВr . При окислении ацетилена перманганатом калия в кислой и
2
нейтральной среде образуются главным образом СО и муравьиная
2
кислота, а в щелочной среде - сначала гликолевып альдегид СН
ОНСНО, затем щавелевая кислота
2
НООС—СООН, При пропускании ацетилена через аммиачный раствор оксида сереб- ра или хлорида меди (I) выпадают в осадок ацетилениды серебра и меди (I). Реакции идут по типу электрофильного замещения и слу- жат для обнаружения алкинов с тройной связью на конце цепи:
64
НС =СН + 2[Ag(NH ) ]OH → Ag – С ≡ С - Ag +4NH +2H O,
3 2 3 2
R – С = СН + [Cu(NH
) ]Cl → R-C ≡C-Cu+ NH C1 + NH
3 2 4 3
Ацетилениды серебра и меди как соли очень слабых кислот легко раз- лагаются при действии хлороводородной кислоты с выделением ис- ходного алкина : R – С ≡ С - Сu + НС1→ R - С = СН + СuС1 Таким образом, используя реакции образования и разложения ацети- ленидов, можно выделять алкины из смесей с другими углеводорода- ми. При взрыве ацетиленидов образуются свободный углерод и ме- талл в раздробленном состоянии. Задания. 1. Напишите уравнения реакции получения ацетилена из карбида кальция. 2. Напишите уравнения реакции присоединения брома к ацетилену. 3. Напишите уравнения реакции окисления ацетилена перманганатом калия. 4. Напишите уравнения реакции Вюрца с двумя молекулами 2- хлорбутана. Назовите полученное соединение. 5. Напишите формулы следующих углеводородов: 2,5 – диметилгексан 2- метилгексен-3 3,4-диметилпентин-1 3-метил-3-этилпентан Метилацетилен 3,3-диэтилгексан 5-метилгексин-2 2,5-диметилгексин-3 3-этилдекан Гексадиен-2,4 Пентин-2 Гексадиен-1,2 Гексин-3 Диметилацетилен 5-метилгексен-1
65
Лабораторная работа № 8.
Тема: ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. СКОРОСТЬ
ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.
Контрольные вопросы. 1.
Что называется скоростью химической реакции?
2. От каких факторов зависит скорость химической реакции?
3. Что такое константа скорости химической реакции?
4. Как влияет температура на скорость химической реакции?
5. Влияет ли концентрация реагирующих веществ на скорость ре-
акции? 6.
Что такое порядок реакции и как его определить?
7. В чем сущность катализа? Какой бывает катализ?
8. Почему катализатор влияет на скорость химической реакции?
9. Что такое энергия активации?
10. Что такое период полураспада и зависит ли он от концентрации
вещества?
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.
Скоростью химической реакции называется изменение концен-
трации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу вре- мени. Она зависит от природы самих веществ, от их концентрации, от температуры и других условий, в которых протекает реакция.
Уравнение химической реакции может быть изображено в виде
А+В=С+Д или мА+пВ=рС+gД, где А,В,С,Д - вступающие в реакцию и образующиеся вещества, а м,п,р,g - коэффициенты, показывающие, в каких молярных количествах они вступают во взаимодействие или образуются.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации
реагирующих веществ называется законом действия масс и выражает- ся уравнением v = К(А)(В) или v = К(Д)(В), где v- скорость реакции, К-коэффициент пропорциональности (константа скорости).
Константа скорости К зависит от природы самих веществ и от
температуры и не зависит от концентрации веществ, вступающих в реакцию.
66
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ. Опыт проводится с серной кислотой Н SO и раствором тио-
2 4
сульфата Na S O
2 2 3
Опыт 1. Предварительный качественный опыт. Смешав в
пробирке по 1-2 мл обоих растворов, произвести наблюдение, запи- сать опыт, написать уравнения происшедших реакций.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от концентрации.
а) Отмерить в три пробирки по 5 мл раствора тиосульфата, а в три стаканчика (колбочки) большие пробирки, серную кислоту и воду. В первый стаканчик отмерить 15 мл серной кислоты; во второй-10 мл воды. Воду брать дистиллированную. б) Смешать попарно пробирки с раствором тиосульфата с растворами в стаканчиках, быстро перемешать и точно отметить время от момента смешивания до появления мути для каждой смеси и записать его в за- ранее подготовленную таблицу 1. Опыт ведется при комнатной тем- пературе, ее надо отметить. в) на основании этих опытов установить: какова зависимость между скоростью реакции и концентрацией ве- ществ, вступивших в реакцию? Выразить её в виде кривой откладывая по оси абсцисс время в минутах, а по оси ординат число мл серной кислоты:
Скорость какой из двух протекающих реакций наблюдается в
данном случае? Таблица 1
Объем серной Объем дистил. Объем Время,
кислоты воды тиосульфата сек.
Опыт 3. Зависимость скорости реакции от температуры
а) отмерить в одну пробирку 10 мл раствора тиосульфата, а в дру- гую10 мл серной кислоты и поместить обе пробирки в тающий снег. Когда они охладятся до 0
о С , слить оба раствора и отметить по часам
промежуток времени от сливания растворов до появления мути.
67
б) повторить опыт с другой пары пробирок с такими же растворами, охладив их в воде до температуры + 10
о С. Смешав растворы, опять
отметить точно время по часам. в) еще одну пару пробирок с растворами серной кислоты тиосульфата нагреть до +20
о С в воде. Время надо отмечать точно по часам.
Для успеха опыта необходимо каждый раз дождаться, чтобы пробирки с растворами приняли температуру воды, и только после этого сливать растворы вместе и отмечать время начала реакции а затем - появление мути. г) результаты наблюдения занести в таблицу 2 и сравнить между со- бой. Во сколько раз возрастает скорость реакции в данных опытах при повышении температуры на 10
о С.
Таблица 2
Температура, Объем серной Объем Время,
о С кислоты тиосульфата сек.
Задания. 1.
Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа.
2. Напишите выражение закона действия масс для реакций
2NO +Cl →2NOCl
(г) 2(г) (г)
CaCO → CaO + CO
3(тв) (тв) 2 (г)
3. Как изменится скорость реакции 2NO
+ О → 2NO ,
(г) 2 (г) 2 (г)
если уменьшить объем газовой смеси в 3 раза? 4. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры от 20° до 75°С? 5. Для химического процесса Fe
O +3CO ↔2Fe +3CO укажи-
2 3(тв) (г) (тв) 2(г)
те, во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличе- нии концентрации оксида углерода (II) в 2 раза? 6. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повы- шении температуры на 40ºС, если температурный коэффициент равен 2?
68
по реакции 2NO + O = 2NO возросла в 1000 раз?
2 2 2
10. В системе, где происходит реакция H +Cl ↔2HCl увеличили дав-
2 2
ление в 3 раза. Во сколько раз при этом возросла скорость синтеза HCl? 11. Как изменится скорость химической реакции при понижении тем- пературы на 30º, если температурный коэффициент скорости равен 2? 12. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы ско- рость реакции увеличилась в 16 раз, если температурный коэффици- ент скорости равен 2?
Лабораторная работа № 9.
Тема: «КОЛОРИМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОЕДИНЕНИЙ
МЕДИ(II) В РАСТВОРАХ»
Контрольные вопросы: 1.
В чём сущность метода колориметрии? Каковы её преимущест-
ва и область её применения? 2.
Перечислить методы колориметрии.
3. Какие растворы в калориметрии называют стандартными?
4. На чём основана фотоколориметрия? В чём состоит отличие её
от визуальной колориметрии? 5.
В чём сущность фотоколориметрии?
6. Описать принципиальную схему устройства фотоколориметра.
7. Какова должна быть окраска светофильтра, если окраска рас-
твора зелёная, пурпурная? 8.
Что значит градуирование (калибрование) прибора (фотоколо-
риметра в частности)? Для чего это нужно?
69
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Колориметрические методы относятся к физико-химическим
методам анализа. Они основаны на сравнении или измерении погло- щения света окрашенными растворами.
В сельскохозяйственных анализах широко применяются два
способа колориметрии:
Визуальный (субъективный) – проводимый сравнением на глаз
окраски исследуемого раствора с окраской стандартных растворов, в которых концентрация определяемых веществ известна. В данной ла- бораторной работе изучается способ визуального определения pH не- известного раствора.
Фотоколориметрический (объективный) – в нём роль глаза на-
блюдателя выполняют фотоэлементы. Этот способ широко применя- ют для определения содержания макро- и микроэлементов в почве, в биологических материалах, содержание хлорофилла в растениях и т.д. Работа по этому способу проводится с помощью специальных прибо- ров – фотоколориметров. Для этого метода в данной лабораторной ра- боте проводится фотоколориметрическое определение содержания меди в растворе.
Колориметрическое определение pH раствора визуальным
методом сравнения.
Для визуального колориметрирования изготовляют серию бу-
ферных растворов с возрастающими значениями pH, например – 2, 4, 6, 8, 10, 12 (для лабораторного занятия их готовят заранее лаборанты).
Затем берут соответствующее этой серии растворов количество
совершенно одинаковых по диаметру и прозрачности пробирок. По- мещают их в штатив и наливают тщательно в каждую пробирку оди- наковое количество (по 5 мл) буферного раствора с постепенно уве- личивающимся значением pH. Прибавляют в каждую пробирку по 2 капли кислотно-основного индикатора (какие индикаторы применять - указывает преподаватель) и перемешивают.
В зависимости от значения pH индикатор по-разному окрашива-
ет раствор в пробирках. Таким образом, получают две калориметриче- ские шкалы с различными интервалами перехода окраски.
Задача: Для определения pH неизвестного раствора берут 2 та-
кие же пробирки, как и для приготовленных шкал, наливают в них та-
70
кое же количество анализируемого раствора (5 мл), добавляют по 2 капли тех же индикаторов и перемешивают.
Вывод о значении pH исследуемого раствора делается из срав-
нения окраски этих пробирок с окраской пробирок обоих колоримет- рических шкал.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Фотоколориметрическое определение меди в растворе. Работа проводится на фотоэлектроколориметрах ФЭК-56 или
ФЭК-56М.
Это двухлучевые фотоколориметры. Их принципиальная опти-
ческая схема приведена на рис.1. 1 Источник излучения (лампа накаливания или ртутно-кварцевая лам- па). 2. Зеркала. 3. Светофильтры. 4. Кюветы (левая кювета с чистым растворителем, правая – или также с чистым растворителем, или с исследуемым раствором). 5. Диафрагмы. 6. Фотоэлементы. 7.Микроамперметр. 8.Электропровода.
ЛЕВЫЙ ЛУЧ
ПРАВЫЙ ЛУЧ
Рис.1
1. Принцип работы (см. схему рис.1).
71
При попадании световых лучей на фотоэлементы в них возника-
ет электрический ток. Если световые потоки (освещённость фотоэле-
ментов) одинаковы, то и электрические токи на фотоэлементах тоже
одинаковые. Микроамперметр, соединённый с обоими фотоэлемента- ми, при этом даёт нулевые показания.
Если в левую кювету налить бесцветный растворитель, а в пра-
вую – окрашенный раствор, то световые потоки будут уже неодинако-
вы, так как раствор поглощает больше световых лучей, чем бесцвет- ный растворитель. Теперь, чтобы добиться нулевого показания мик-
роамперметра, нужно уменьшить световой поток через левую кювету
с помощью барабана левой диафрагмы.
Затем кювета с окрашенным раствором в правом луче заменяет-
ся кюветой с бесцветным растворителем из того же кюветодержателя.
При этом стрелка микроамперметра снова смещается с «0», так как
интенсивность светового потока, падающего на правый фотоэлемент, увеличивается.
Вращением барабана правой диафрагмы уменьшают интенсив-
ность правого светового потока до интенсивности светопотока, полу-
чившегося перед этим от первоначального луча после прохождения его через окрашенный раствор. Этим добиваются, чтобы стрелка мик-
роамперметра опять была на «0».
Получающийся теперь на шкале правого барабана отсчёт (циф-
ра) и есть искомая величина, то есть коэффициент светопропускания
исследуемого раствора в процентах.
Коэффициент светопропускания (Д) – это есть отношение ин-
тенсивности светового потока, прошедшего через растворитель (Ф), умноженное на 100%:
Ф
Д = 1 ⋅ 100 %
Ф
2
Поскольку максимальный световой поток (Ф) в ФЭКе по шкале
барабанов соответствует цифре 100 (шкала регулирования отверстия
диафрагмы откалибрована от 1 до 100), то получаемый по шкале от-
счёт (Д) будет соответствовать световому потоку Ф :
1
Ф
Д = 1 ⋅ 100 % = Ф
100 1
При измерении предлагаемым способом отсчёты коэффициен-
тов светопропускания растворами проводятся только на шкале право-
го барабана. Левый барабан и связанные с ним фрагмы и фотоэлемент
играют компенсационную роль.
72
Подготовка фотоколориметра к работе.
Убедившись, что ручка регулирования чувствительности (7) до
конца повёрнута по часовой стрелке (находится в положении «0»),
подключить прибор к сети. Для этого нужно вилку стабилизатора (этот блок питания находится рядом с прибором) вставить в розетку,
соединённую с заземлённой шиной.
Включить тумблером на стабилизаторе осветительную лампу
РН8-35, а другой тумблер на стабилизаторе поставить на позицию «ВКЛ», т.е. подать на прибор сетевое напряжение.
С помощью ручки (9) установить красный светофильтр - № 9
(выбор светофильтра зависит от цвета исследуемого раствора).
Оставить прибор на 30 мин включённым без прогрева. Установить «электрический нуль». Для этого с помощью ручки
(6) перекрывают шторкой оба световых потока и корректором (ручка
8) устанавливают стрелку миллиамперметра на «0», после чего штор- ку открывают. «Электрический нуль» проверяется время от времени и
в период работы на приборе.
Установить чувствительность прибора поворотом ручки (7) так,
чтобы при раскрытии правой измерительной диафрагмы (правый ба- рабан (2)) на 1% стрелка микроамперметра отклонилась на 1-3 деле-
ния.
Рис. 2 ФЭК 56М
1 Переключатель правых кювет. 2 Барабан правой диафрагмы.
73
Работа на приборе (проведение измерений).
Последовательность операций на ФЭК-56 и ФЭК-56М одна и та
же.
В левый кюветодержатель под луч света на всё время измерений
устанавливается кювета с растворителем (здесь дистиллированная во- да).
В правый кюветодержатель помещаются две кюветы. Одна так-
же с растворителем, как и в левом, а другая – с исследуемым вещест- вом.
Под правый луч света сначала помещается кювета с исследуе-
мым раствором. Индекс шкалы правого барабана устанавливается на отсчёт (Д=100%). Вращением левого измерительного барабана доби- ваются установки стрелки микроамперметра на «0».
Примечание: Если левый измерительный барабан установить на
«0» не удаётся, то под правый луч устанавливается ещё нейтраль- ный (серый) светофильтр (как добавочный поглотитель) и на микро- амперметре добиваются «0» вращением левого измерительного ба- рабана.
Затем, с помощью переключателя (1), в правом луче кювета с
раствором заменяется кюветой с растворителем. При этом происходит смещение стрелки микроамперметра от «0».
Вращением правого измерительного барабана добиваются пер-
воначального положения стрелки и отсчитывают по шкале правого барабана величину коэффициента пропускания (Д %) световых лу- чей.
Измерение рекомендуется повторить.
74
После окончания измерений поворотом тумблера сетевого на-
пряжения (на стабилизаторе) на позицию «ВЫКЛ» выключается при- бор.
Построение градуировочной кривой.
Перед работой прибор нужно откалибровать по тому веществу,
концентрацию которого в исследуемом растворе нужно определить.
В данной лабораторной работе калибруем прибор (строим гра-
дуировочный график) по медьсодержащему водному раствору.
Для этого используется приготовленный заранее (лаборантами)
стандартный раствор CuSO * 5H O, содержащий в 1 мл 1 мг иона
4 2
Cu 2+ .
Из этого раствора готовится шесть растворов с известной кон-
центрацией иона Cu 2+ , например – 0,5; 0,4; 0,3; 0,2; 0,1 и 0,06 мг в
1 мл. Для приготовления таких растворов в шесть мерных колб ёмко- стью по 50 мл нужно отмерить пипетками соответственно 25, 20, 15, 10, 5 и 3 мл стандартного раствора меди. В каждую из колб прибавить по 10% раствора аммиака и довести объёмы жидкостей в колбах дис- тиллированной водой до метки и перемешать.
Далее нужно провести измерение оптической плотности (Д %)
каждого из этих растворов. Начать измерение лучше с раствора с наи- большей концентрацией меди.
Для измерений используются кюветы с рабочей длиной 1 см.
Перед измерением в две кюветы налить дистиллированной воды и по- ставить одну в левый кюветодержатель, а другую – в одно гнездо пра- вого кюветодержателя. В третью кювету налить измеряемый раствор. Поставить её во второе гнездо правого кюветодержателя и провести измерение, как описано в пункте «Работа на приборе».
Примечание. При заполнении и установке кювет нужно следить,
чтобы рабочие поверхности кювет не были захватаны пальцами. Эти поверхности нужно протирать мягкой и чистой тканью.
После измерения кювету с измеряемым раствором вынуть, рас-
твор вылить, промыть кювету следующим измеряемым раствором, потом заполнить её, снова поставить в правый кюветодержатель и провести измерение и т.д.
75
Данные по оптической плотности внести в таблицу:
Cu, мг/мл Коэффициент пропускного измерения, Д %
1 2 среднее
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
0,06
По данным из таблицы строится градуировочная кривая (на
миллиметровой бумаге), Рис.3.
Определение меди в исследуемом растворе.
Выданный преподавателем раствор с медьсодержащим вещест-
вом количественно перенести в мерную колбу на 50 мл.
Прилить 10 мл аммиака и довести объём жидкости в колбе во-
дой до метки. Раствор тщательно перемешать, наполнить им кювету (1см) и измерить оптическую плотность, как было описано.
Значение плотности записать в тетрадь и по её величине на гра-
дуировочном графике находим соответствующую концентрацию иона
Cu в мг/мл.
Умножив её на объём мерной колбы (50 мл), вычислите общее
количество меди, а затем и количество той или иной соли меди, ука-
занной преподавателем. Задания.
1. Сколько химически чистого CuSO *5H O нужно взять для при-
4 2
готовления 800 мл стандартного раствора, содержащего 2 мг Cu(2+) в 1 мл?
2. Концентрация одного из сравниваемых в колориметре растворов
равна 0,02мг/мл, а высота слоя – 10 мм. При какой высоте слоя друго-
го раствора того же окрашенного вещества, содержащего 0,015 мг/мл его, окраска будет казаться такой же, как у первого раствора?
Ответ: 13,3 мм.
3. Из 2,0 г вещества с неизвестным содержанием Fe O приготовили
2 3
100 мл раствора, окрашенного в красный цвет. При фотоколоримет-
рировании его окраска совпала с окраской раствора, содержащего 0,1
мл Fe O в 1 мл. Вычислить кислородное содержание Fe O в вещест-
2 3 2 3
ве. Ответ: 0,5%.
76
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1 – Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25°С
Электролит К Электролит К
NH 1,8·10 H PO K 7,5·10 -3
3 4 1
OH -3 K 6,3·10
4
НСООН СН 1,8·10 -4 -8
2
СООН 1,8·10 -5 K 1,3·10 -12
3 3
H S K 6·10 -8 HF HCN H 6,6·10 -4
2 1
K 1·10 -14 7,9·10 -10
2
H CO K 4,5·10 -7 SO K 1,6·10 -2
2 3 1 2 3 1
K 4,7·10 -11 K 6,3·10 -8
2 2
Таблица 2 – Произведения растворимости некоторых малораствори- мых электролитов при 25°С.
Электролит ПР Электролит ПР
AgBr AgCl AgI А1(ОН) 5,3·10 -13 СаСОз СаСО 4,8·10 -9
1,8·10 -10 6,1·10 -5
4
8,3·10 -17 CuS CdS ZnS MnS 6,3·10 -36
1,9·10 -33 7,9·10 -27
3
ВаСО 5,1·10 -9 1,6·10 -24
3
BaSO 1,1·10 -10 2,5·10 -10
4
Таблица 3 – Константы нестойкости комплексных ионов
Схема диссоциации комплексно- го иона К нестойкости
[Ag(NH ) ] + ↔Ag + +2NH 3 5,7·10 -8
3 2
[Ag(NO ) ] - ↔Ag + +2NO - 1,3·10 -3
2 2 2
[Ag(S O ) ] 3- ↔ Ag + + 2S O 2- 2,5·10 -14
2 3 2 2 3
[HgBr ] 2- ↔Hg 2+ +4Br - 1,0·10 -21
4
[Cu(NH ) ] 2+ ↔Cu 2+ +4NH 2,1·10 -13
3 4 3
[Ag(CN) ] - ↔Ag + +2CN - 1,4·10 -20
2
[Hg(CN) ] 2- ↔Hg 2+ +4CN - 4·10 -42
4
77
ЛИТЕРАТУРА:
а) основная
1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия, – М.: Высшая
школа, 2003. 2.
Саргаев Г.М. . Неорганическая химия. – М.: Колос, 2005.
3. Васильев В.П. Аналитическая химия, – Книга 1,2 - М.: Дрофа,
2003. 4.
Некрасов Б.В. Основы общей химии. В 2-х томах. – СПб.: Лань,
2003. 5.
Васильев В.П. Лабораторный практикум по аналитической
химии, - М.: Дрофа, 2004.
б) дополнительная
6. Хомченко Г. П., Цитович И. К. Неорганическая химия. — М.:
Высшая школа, 1987. 7.
Цитович И. К. Курс аналитической химии, — М.: Высшая шко-
ла, 1985. 8.
Глинка Н. Л. Общая химия. - М.: Химия, 1985 и другие более
поздние издания. 9.
Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для вузов. – М.: ВШ, 2000.
10. Угай А.Я. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. –
М.: ВШ, 2000. 11.
Князев Д.А., Смарыгин С.Н.Неорганическая химия. - М.: ВШ,
1990. 12.
Некрасов В.В. - Руководство к малому практикуму по органиче-
ской Химии, М., "Химия", 1975. 13.
Грандберг И.И. - Органическая химия, М., "Высшая школа",
1987 14.
Галинкер И.С., Медведев П.И. Физическая и коллоидная химия.
М:Высшая школа,1972.
78
СОДЕРЖАНИЕ:
Предисловие I . ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ
ЛАБОРАТОРИЯХ
II. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
Лабораторная работа № 1 ПРИГОТОВЛЕНИЕ
РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
Лабораторная работа № 2 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Лабораторная работа № 3 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.
Лабораторная работа № 4 ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
Лабораторная работа № 5 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГАЛОГЕНОВ,
СЕРЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Лабораторная работа № 6 ИЗУЕНИЕ СВОЙСТВ АЗОТА И ФОСФОРА И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Лабораторная работа № 7 УГЛЕВОДОРОДЫ ПРЕДЕЛЬНЫЕ И НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ.
Лабораторная работа № 8 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Лабораторная работа № 9 КОЛОРИМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОЕДИНЕНИЙ МЕДИ(II) В РАСТВОРАХ
Приложение
Литература
80
PDF created with FinePrint pdfFactory Pro trial version www.pdffactory